In der Natur treten Stoffe in den wenigsten Fällen als reine Elemente auf. Viel mehr gehen verschiedene Elemente aus energetischen Gründen Bindungen miteinander ein und bilden so chemische Verbindungen. Typisches Beispiel hierfür ist Wasser (H₂O). In diesem Fall verbinden sich zwei Wasserstoffatome (2H) mit einem Sauerstoffatom (O) und bilden so ein stabiles Wassermolekül:

\begin{align}
\label{wasser}
& 2 H ~+~ O ~\rightarrow ~ H_2O \\[5px]
\end{align}

Bringt man die beiden Wasserstoffatome hingegen mit einem Argonatom (Ar) in Kontakt, so wird sich keine stabile Verbindung zwischen diesen Elementen ergeben. Vielmehr bleibt das Argonatom für sich und die beiden Wasserstoffatome verbinden sich zu elementarem Wasserstoff (H₂):

\begin{align}
\label{argon}
& 2 H ~+~ Ar ~\rightarrow ~ H_2 ~+~ Ar \\[5px]
\end{align}

Weshalb sich manche Verbindungen ergeben und andere wiederum nicht, soll im Folgenden erläutert werden.

Betrachtet man die chemischen Elemente bezüglich ihres Bindungsverhaltens, so fällt vor allem bei den ganz rechts im Periodensystem stehenden Elemente der 8. Hauptgruppe auf, dass diese besonders stabil sind. Sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen mit anderen Atomen ein und bilden deshalb auch keine Moleküle, d.h. sie treten in der Natur nur einatomig auf.

Aus diesem Grund geht auch das oben beschriebene Argon keine chemische Bindung mit den beiden Wasserstoffatomen ein. Die Elemente der 8. Hauptgruppe sind bei Raumtemperatur alle gasförmig, was dieser Gruppe den Namen Edelgase verleiht. In Anlehnung ihres „trägen“ chemischen Verhaltens werden diese Gase auch als Inertgase bezeichnet (lat. iners= „träge“). Da diese Edelgase praktisch nicht mit anderen Stoffen reagieren, werden einige davon als Schutzgase gegen unerwünschte Oxidation beim Schweißen verwendet.

Da die Anzahl der Außenelektronen das chemische Verhalten eines Atoms entscheidend beeinflussen, bedeutet die Anzahl von acht Außenelektronen (bzw. zwei bei Helium) eine besonders stabile Elektronenbesetzung. Diese Elektronenkonfiguration ist energetisch offensichtlich sehr günstig. Auch die experimentellen Untersuchungen zum chemischen Bindungsverhalten von verschiedenen Atomen bestätigen diese Vermutung. So zeigt sich, dass Atome stets versuchen chemische Bindungen so einzugehen, dass sich um die beteiligten Atome jeweils acht bzw. zwei Außenelektronen bilden.

Man bezeichnet diesen Zustand eines Atoms innerhalb einer chemischen Bindung mit acht bzw. zwei Außenelektronen auch als Edelgaskonfiguration. Somit lässt sich eine wichtige Regel für das chemische Bindungsverhalten ableiten:

Jedes Atom hat das Bestreben die im Periodensystem nächstgelegene Edelgaskonfiguration zu erreichen (Oktettregel).

In Anlehnung an die Edelgase mit ihren acht Außenelektronen (Ausnahme: Helium) wird das Bestreben die Edelgaskonfiguration zu erzielen auch als Oktettregel bezeichnet. Der Edelgaszustand wird eben dadurch erreicht, dass die Atome chemische Bindungen eingehen und dabei Elektronen entweder …

• aufnehmen bzw. abgeben (Ionenbindung, Metallbindung), oder
• gemeinsam mit anderen Atomen verwenden (kovalente Bindung).

In den folgenden Kapiteln sollen die wichtigsten Bindungsarten in aller Kürze erläutert werden. Dabei ist stets zu beachten, dass Bindungen in der Realität nicht scharf auf eine Bindungsart begrenzt werden können. Vielmehr weisen chemische Verbindungen Merkmale verschiedener Bindungstypen auf.

Anmerkung

Fälschlicherweise wird im Kontext des Bohrschen Atommodell oft behauptet, dass die Edelgaskonfiguration eine vollbesetzte Außenschale bedeutet. Diese Aussage ist jedoch falsch! Denn im Atommodell nach Bohr ergibt sich die maximale Anzahl Elektronen auf der \(n\)-ten Schale nach folgender Formel (siehe Kapitel Bohrsches Atommodell):

\begin{equation}
N_{max} = 2 \cdot n^2
\end{equation}

Mit n=3 bietet Argon nach dem Bohrschen Atommodell auf seiner äußersten dritten Schale somit für maximal N=18 Elektronen Platz. Argon besitzt auf dieser Schale jedoch gerade einmal 8 Außenelektronen. Die äußerste Schale ist also bei weitem nicht voll besetzt! Es wird an dieser Stelle nämlich mit der falschen Modellvorstellung argumentiert. Vielmehr ist die Aussage der vollbesetzten (Unter-)Schale im Zusammenhang mit den von Sommerfeld eingeführten Orbitalen zu sehen (Sommerfeld-Erweiterung):

Die Edelgaskonfiguration bedeutet ein voll besetztes Orbital (Unterschale) im Bohr-Sommerfeld-Modell!

Genauer gesagt handelt es sich bei der Edelgaskonfiguration um ein vollbesetztes p-Orbital. Ausnahme bildet Helium mit einem vollbesetztes s-Orbital.

Bei der Verbindung zweier Metalle zeigt sich die sogenannte Metallbindung als hauptsächliche Bindungsart. Dabei geben die Metallatome untereinander alle ihre Außenelektronen ab und erreichen somit die Edelgaskonfiguration.

Die Metallatome werden nach Abgabe der Elektronen zu positiv geladenen Kationen. Zwischen diesen positiv geladenen Atomrümpfen bilden die abgegeben Elektronen das sogenannte Elektronengas, da sich die Elektronen praktisch wie in einem Gas frei in der Metallstruktur bewegen können. Der Zusammenhalt der Atome kommt durch die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den positiven Atomrümpfen und dem negativen Elektronengas zustande. Wie der Name bereits andeutet, hat diese Bindungsart vor allem bei Metallen eine besondere Bedeutung.

Die freie Beweglichkeit der Elektronen im Elektronengas ist letztlich auch die Ursache für die im Allgemeinen gute elektrische und thermische Leitfähigkeit der Metalle. Ausnahme von dieser Eigenschaft bildet die Gruppe der sogenannten Halbmetalle. Die gegenseitigen Abstoßungskräfte der Metall-Kationen und die gleichzeitige anziehende Wirkung des Elektronengases führen zu einer regelmäßigen Gitterstruktur.

Im Gegensatz zu den Atomrümpfen einer Ionenbindung, die aus Anionen bzw. Kationen bestehen, sind die Atomrümpfe der Metallbindung völlig identisch. Bei Verschiebung einzelner Atome bzw. ganzer Atomreihen ergeben sich in einem Metall prinzipiell keine Änderungen im atomaren Aufbau Im Gegensatz hierzu treffen bei einer Verschiebung im Ionengitter gleichartige Atomrümpfe aufeinander. Die wirkenden Abstoßungskräfte führen dann schließlich zum „Zerspringen“ des Materials. Dies ist auch der Grund weshalb Keramiken aufgrund ihres Ionenbindungscharakters sehr viel spröder sind und sich im Allgemeinen nicht wie Metalle plastisch (bleibend) verformen lassen.

Die Ionenbindung ist die vorherrschende Bindungsart bei der Verbindung eines Metalls mit einem Nichtmetall. Die an der Bindung beteiligten Metallatome geben dabei Außenelektronen ab, die von den Nichtmetallatomen aufgenommen werden. In beiden Fällen wird somit die Edelgaskonfiguration für die jeweiligen Atome erreicht.

Aus dem Metallatom wird nach Abgabe der Elektronen ein positiv geladenes Ion (Kation genannt). Aus dem Nichtmetallatom wird nach Aufnahme der Elektronen hingegen ein negativ geladenes Ion (Anion genannt). Der Zusammenhalt zwischen den Metall- und Nichtmetallatomen kommt durch die elektrostatische Anziehung den ungleichnamig geladenen Ionen zustande. Die Ionenbindung hat besondere Bedeutung für Keramiken.

Solche gitterförmigen Verbindungen aus Anionen und Kationen werden häufig auch als Salze bezeichnet. Typisches Beispiel einer Ionenverbindung ist deshalb Kochsalz (NaCl). Bei dieser Verbindung geben die Natriumatome (Na) als Alkalimetalle ihre einzigen Außenelektronen ab. Die Metallatome verlieren somit praktisch ihre dritte M-Schale, sodass auf der darunterliegenden L-Schale die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen zum Vorschein kommt. Gleichzeitig werden die abgegebenen Außenelektronen der Natriumatome von den nichtmetallischen Chloratomen aufgenommen. Die Chloratome mit ihren eigentlich sieben Außenelektronen binden somit nun jeweils acht Außenelektronen um sich und erzielen damit die Edelgaskonfiguration. In der Folge kommt es zwischen den positiven Natriumatomen und den negativen Chloratomen zu Anziehungskräften und zur Ausbildung einer Gitterstruktur.

Als Salze bezeichnet man ionische Verbindungen bestehend aus Anionen und Kationen!

Grundsätzlich ist das Bestreben eines Atoms Elektronen an sich zu binden dann besonders groß, wenn nur wenigen Außenelektronen für die Edelgaskonfiguration fehlen. Dies trifft insbesondere für die Elemente der Gruppe der Halogene mit jeweils sieben Außenelektronen zu (z.B. Chlor). Umgekehrt ist das Bestreben Elektronen aufzunehmen bei solchen Atomen gering, die auch nur eine geringe Anzahl an Außenelektronen besitzen. Für diese ist es in der Regel energetisch günstiger die wenigen Elektronen abzugeben anstatt viele aufzunehmen. Dies trifft insbesondere für die Gruppe der Alkalimetalle zu, deren Atome nur jeweils ein Außenelektron besitzen (z.B. Na).

Ein solches mehr oder wenig stark ausgeprägtes Bestreben von Atomen zusätzliche Elektronen im Bindungsfall an sich zu binden, wird auch Elektronegativität genannt. Aus den oben besagten Gründen nimmt die Elektronegativität innerhalb einer Periode des Periodensystems von links nach rechts zu. Dies kann auch damit begründet werden, dass die Protonenzahl und somit die positive Wirkung des Kerns mit steigender Ordnungszahl zunimmt. Hierdurch wird die Fähigkeit des Atoms Elektronen an sich zu binden größer. Die Werte für die Elektronegativität der chemischen Elemente sind in der untenstehenden Abbildung gezeigt (je dunkler das rot, desto höher die Elektronegativität).

Innerhalb einer Gruppe nimmt die Elektronegativität hingegen in der Regel von oben nach unten ab. Grund hierfür ist der größere Abstand der Außenschale vom Atomkern, da ja mit jeder Periode eine neue Schale hinzukommt. Durch den größeren Abstand wird auch die anziehende Wirkung des Kerns auf die Valenzelektronen geringer. Dementsprechend sinkt die Fähigkeit der Atome weitere Elektronen an sich zu binden. Beachte, dass sich den Edelgasen keine Elektronegativität zuordnen lässt, da diese keine Bindungen eingehen bzw. nicht bestrebt sind Elektronen abzugeben. Ebenfalls kann den künstlich erzeugten Elementen aus praktischen Gründen kein Bindungsverhalten nachgewiesen werden.

Die Tendenz von Atomen andere Elektronen an sich zu binden wird Elektronegativität genannt. Die Elektronegativität steigt im Periodensystem von links nach rechts und nimmt von oben nach unten ab!

Ob sich eine Ionenbindung ausbildet oder nicht, hängt von der Eigenschaft der beteiligten Atome ab Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen. Die Nichtmetallatome sollten dabei eine möglichst große Tendenz zur Elektronenaufnahme haben (große Elektronegativität), während die Metallatome eher zur Elektronenabgabe neigen sollten (geringe Elektronegativität). Aus diesem Grund kann aus der Differenz der Elektronegativitätswerte zweier Elemente auf deren Ionenbindungscharakter geschlossen werden.

Ist die Differenz in den Elektronegativitäten zweier chemischer Elemente größer als 1,8 so wird hauptsächlich eine ionische Bindung vorliegen. Ist die Differenz hingegen geringer als 1,8 so ist vorwiegend mit einer kovalenten Bindung zu rechnen. Grundsätzlich existiert bei einer Ionenbindung jedoch immer auch ein gewisser Anteil an kovalenten Verbindungen. So weist bspw. das oben vorgestellte Natriumchlorid einen Ionenbindungscharakter von etwa 75% auf. Die restlichen 25% entfallen auf einen kovalenten Anteil.

Ist der Unterschied in den Elektronegativitäten zweier chemischer Elementen größer als 1,8, wird hauptsächlich eine ionische Bindung vorhanden sein!

Die kovalente Bindung tritt hauptsächlich bei der Verbindung zweier Nichtmetalle auf. Die an der Bindung beteiligten Atome, verwenden dabei gemeinsam („co“) Außenelektronen („valent“), um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Aus diesem Grund wird diese Bindungsform kovalente Bindung genannt (oder auch Elektronenpaarbindung). Etwas unpräzise wird diese auch oft als Atombindung bezeichnet. Neben Gasen hat diese Bindungsart vor allem bei Kunststoffen und Keramiken eine besondere Bedeutung.

In einer kovalenten Bindung verwenden die beteiligten Atome gemeinsame Valenzelektronen, um hierdurch die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Mit Hilfe der kovalenten Bindung wird letztlich auch der Grund ersichtlich weshalb Wasserstoff in der Natur nicht als einzelnes H-Atom sondern stets als H₂-Molekül auftritt (elementarer Wasserstoff). Auf diese Weise können die beiden H-Atome ihre Außenelektronen praktisch gemeinsam verwenden. Damit wird die Edelgaskonfiguration des Heliumatoms mit seinen zwei Außenelektronen erreicht.

Aus demselben Grund treten auch Chlorteilchen auf elementarer Ebene stets als Molekül Cl₂ auf (elementares Chlor). Die obrere Abbildung zeigt neben diesen Beispielen auch den kovalenten Zusammenschluss von vier Wasserstoffatomen (4 H) und einem Kohlenstoffatom (C) zu einem Methanmolekül (CH₄). Ebenfalls ist die kovalente Bindung eines Wassermoleküls (H₂O) gezeigt, bestehend aus einem Sauerstoffatom (O) und zwei Wasserstoffatomen (2H). Beachte, dass in der Abbildung lediglich die Außenelektronen der Atome abgebildet sind, da nur diese für die chemische Bindung maßgebend sind.

Die in der Animation gezeigte Darstellung der kovalenten Bindungen ist zwar sehr anschaulich, aber in vielen Fällen zu aufwendig bzw. gerade bei Doppelbindungen auch gar nicht mehr möglich. Aus diesem Grund bedient man sich der sogenannten Valenzstrichformel. Dabei werden die Valenzelektronen der einzelnen Atomen mit einem Punkt neben dem Elementsymbol dargestellt. Bei einem Wasserstoffatom mit lediglich einem Valenzelektron befindet sich somit ein Punkt rechts neben dem H-Symbol. Bei vier Außenelektronen wie bspw. beim Kohlenstoffatom befindet sich hingegen jeweils ein Punkt rechts, links, oberhalb und unterhalb des Elementsymbols. Bei Atomen mit mehr als vier Valenzelektronen kommt jeweils ein Elektron auf den Seiten hinzu. Eine solche Schreibweise wird auch als Elektronenformel bzw. Lewis-Formel bezeichnet.

Gehen die Atome mit anderen Atomen nun kovalente Bindungen ein, so werden die an der Bindung beteiligten Elektronen mit einen Strich zusammengefasst. Diese Elektronen werden dann im Speziellen auch Bindungselektronen genannt. Auf dieselbe Weise werden die übrigen Elektronenpaare eines Atoms ebenfalls mit einem Strich verbunden. Dabei handelt es sich jedoch nicht mehr um Bindungselektronen, da diese im Prinzip nichts mit der Bindung an sich zu tun haben. Auf diese Weise erhält man nun eine sehr anschauliche Information über die Bindungsverhältnisse des entstehenden Moleküls.

Sehr deutlich wird dabei auch die Edelgaskonfiguration, die durch die umgebenden Elektronenpaare um ein Element gebildet wird. So zeigt sich in allen abgebildeten Fällen entweder die Edelgaskonfiguration des Heliums mit zwei Außenelektronen (bzw. einem Elektronenpaar) oder die Edelgaskonfiguration mit acht Außenelektronen (bzw. vier Elektronenpaaren). Mit Hilfe dieser symbolischen Schreibweise lassen sich auch Doppelbindungen sehr anschaulich darstellen, wie sie bei Kohlenstoffdioxid (CO₂) oder auch bei Ethylen (C₂H₄) vorkommen.

Die Valenzstrichformel macht deutlich, dass sich bei kovalenten Bindungen immer mindestens ein Elektronenpaar findet, welches gemeinsam eine chemische Bindung bildet. Aus diesem Grund wird die kovalente Bindung auch Elektronenpaarbindung genannt.

Die Schreibweise mit der lediglich die Art und die Anzahl der in einem Molekül vorkommenden Atome beschrieben wird (z.B. H₂, CO₂, C₂H₄), etc.), wird Summenformel bzw. Molekülformel genannt.

Im Periodensystem der Elemente (PSE) sind alle Elemente entsprechend ihrer Protonenzahl und ihren chemischen Eigenschaften in Hauptgruppen (I A bis VIII A) und Nebengruppen (I B bis VIII B) eingeteilt. Die Protonenzahl nimmt von links nach rechts kontinuierlich zu. Neben dieser horizontalen Einteilung gliedert sich das Periodensystem auch vertikal in Perioden. Diese Perioden sind nicht zufällig gewählt sondern entsprechen im Schalenmodell den durch Bohr eingeführten Elektronenschalen (K, L, M, N, O, P und Q).

Elemente einer bestimmten Gruppe zeigen alle ein chemisch ähnliches Verhalten aufgrund der identischen Anzahl an Außenelektronen  (dies trifft zumindest für die Elemente der Hauptgruppe zu).

Im Periodensystem sind Elemente entsprechend ihres chemischen Verhaltens in Gruppen und gemäß ihrere Anzahl an Schalen in Perioden eingeteilt!

Von Periode zu Periode kommt folglich eine Schale hinzu. Dies ist auch der Grund weshalb die Atome innerhalb einer Gruppe von oben nach unten größer werden. Innerhalb einer Periode hingegen nimmt der Atomdurchmesser von links nach rechts ab. Grund hierfür ist die mit steigender Ordnungszahl größer werdende Protonenzahl. Aus der größeren Kernladung resultiert eine erhöhte Anziehungskraft auf die negative Atomhülle, welche dann stärker an der Kern gebunden wird.

Die Größe der Atome nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu, aber innerhalb einer Periode von links nach rechts ab!

Dies erklärt auch die relativ stabile Konfiguration der ganz rechts im Periodensystem stehenden Edelgase.

Die Unterteilung des Periodensystems in Haupt- und Nebengruppen resultiert aus der unterschiedlichen Besetzungsreihenfolge der Orbitale (Elektronenkonfiguration). Ebenso die weitere Gliederung in die Lanthanoidenreihe bzw. Actinoidenreihe (der Begriff Actionide rührt aus der Eigenschaft, dass all diese Elemente radioaktiv sind).

Während bei den Hauptgruppenelementen jeweils die s- bzw. p-Orbitale mit Elektronen besetzt werden („s-Block“ bzw. „p-Block“), kommt bei den Nebengruppenelementen jeweils ein Elektron im d-Orbital hinzu („d-Block“) bzw. bei den Lanthanoiden und Actinoiden erfolgt die Besetzung des f-Orbitals („f-Block“).

Die Hauptgruppenelemente können ihrem physikalischen und chemischen Verhalten nach noch weiter unterteilt werden. Dies geschieht in der Regel in

• Nichtmetalle,
• Alkalimetalle,
• Erdalkalimetalle,
• Metalle,
• Halbmetalle,
• Halogene und
• Edelgase.

Beachte, dass es sich auch bei den Alkalimetallen und Erdalkalimetallen um „Metalle“ im eigentlichen Sinne handelt. Zwischen der Gruppe der Erdalkalimetalle und den Metallen befindet sich die in dieser Abbildung nicht dargestellte Nebengruppe. Aus diesem Grund werden die Nebengruppenelemente auch als Übergangsmetalle bezeichnet. Auch diese Elemente zählen im physikalischen Sinne alle zu den Metallen. Somit handelt es sich bei etwa 80 % der vorkommenden Elemente strenggenommen um Metalle!

Einige Elemente haben sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen. Diese werden als Halbmetalle bezeichnet (nicht zu verwechseln mit dem Begriff Übergangsmetalle!). Es gibt jedoch keine klare Definition eines Halbmetalls! Zu den Halbmetallen zählen klassischerweise:

• Bor
• Silicium
• Germanium
• Arsen
• Antimon
• Bismut
• Selen
• Tellur
• Polonium

Die Anzahl der Außenelektronen eines Atoms (auch Valenzelektronen genannt) bestimmen maßgeblich die chemischen Eigenschaften des Elements. Für die Hauptgruppenelemente lässt sich diese Anzahl der Valenzelektronen relativ einfach bestimmen. Sie entspricht gerade der Hauptgruppennummer. Als Element der ersten Hauptgruppe besitzt bspw. Kalium (Ka) folglich ein Außenelektron, ebenso wie Natrium (Na) oder Cäsium (Cs). In der fünften Hauptgruppe befinden sich mit Stickstoff (N), Phosphor (P) und Arsen (As) dementsprechend Elemente mit jeweils fünf Außenelektronen.

Die Nummer der Hauptgruppe entspricht der Anzahl der Außenelektronen der darin zugeordneten Elemente!

Die durch die gemeinsame Anzahl an Außenelektronen bedingte chemische Ähnlichkeit zeigt sich besonders bei den Alkalimetallen (1. Hauptgruppe, mit Ausnahme von Wasserstoff), den Erdalkalimetallen (2. Hauptgruppe), den Halogenen (7. Hauptgruppe) und den Edelgasen (8. Hauptgruppe).

Diese relativ einfache Bestimmung der Valenzelektronen anhand der Gruppennummer funktioniert jedoch nur bei den Hauptgruppenelementen. Bei den Übergangsmetallen versagt dieses Prinzip hingegen. So besitzen die gesamten Übergangsmetalle lediglich ein oder zwei Außenelektronen. Folglich weisen alle Übergangselemente ähnliche chemische Eigenschaften auf.

Atomarer Aufbau

Stoffe sind aus mikroskopischen Einheiten aufgebaut, den sogenannten Atomen. Chemische Elemente setzen sich aus Atomen einer bestimmten Atomsorte zusammen. Die Einteilung der Elemente erfolgt nach dem Periodensystem. Reagieren mehrere unterschiedliche Atome (chemische Elemente) miteinander und bilden eine stabile Einheit, so spricht man von Molekülen.

Moleküle sind stabile Ansammlungen von verschiedenen chemischen Elementen.

Wasser besteht bspw. aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff. Dabei schließen sich jeweils zwei Wasserstoffatome (H) und ein Sauerstoffatom (O) zu einem H2O-Molekül zusammen. Die atomaren Einheiten wie Moleküle, Atome, Protonen, Neutronen, Elektronen, etc. werden auch kurz als Teilchen bezeichnet. Man spricht in diesem Zusammenhang deshalb auch oft vom sogenannten Teilchenmodell, mit dem man den Aufbau der Materie beschreibt.

Im Teilchenmodell wird der Aufbau der Materie mithilfe von Teilchen beschrieben ohne dabei näher zwischen Atomen, Moleküle, etc. zu unterscheiden.

Atome bestehen nach dem Rutherfordschen Atommodell aus einem elektrisch positiv geladenen Atomkern und einer elektrisch negativ geladenen Elektronenhülle. Im Atomkern befinden sich die elektrisch positiv geladenen Protonen. Diese bilden die positive Ladung des Atomkerns. Die wirkende Abstoßungskraft zwischen den Protonen wird durch die starke Anziehungskraft der ebenfalls im Atomkern vorhandenen Neutronen ausgeglichen. Die Neutronen selbst sind zwar elektrisch neutral, sie üben aber dennoch eine starke Anziehungskraft auf die Protonen aus. Auf diese Weise werden die Protonen stabil im Kern zusammengehalten.

Die Kernteilchen (Protonen und Neutronen) werden auch als Nukleonen bezeichnet (lat. nucleus = „Kern“).

Die Anziehungskraft zwischen den Kernteilchen kann aufgrund der elektrischen Neutralität der Neutronen nicht elektrostatischer Natur sein. Es handelt sich vielmehr um eine weitere Art der Kraftwirkung. Sie wird als starke Kernkraft oder auch als starke Wechselwirkung bezeichnet. Sie zählt neben der elektromagnetischen Kraft, der Gravitationskraft und der schwachen Wechselwirkung zu den insgesamt vier Grundkräften der Physik zählt.

Die Reichweite der starken Kernkraft ist zwar sehr gering, bei ausreichend kleinen Abständen wie dies in Atomkernen der Fall ist, ist sie jedoch äußerst stark. Die starke Wechselwirkung zwischen den Protonen und Neutronen ist letztlich der Grund weshalb diese Kernkraft gegenüber den Abstoßungskräften der Protonen überwiegt und somit den Atomkern stabil zusammenhält. Die Neutronen bilden sozusagen den „Klebstoff“ des Atomkerns.

Die starke Wechselwirkung (starke Kernkraft) zwischen den Nukleonen hält den Atomkern stabil zusammen.

Um den positiven Atomkern herum befindet sich die Elektronenhülle. Sie wird von den elektrisch negativ geladenen Elektronen gebildet. In einer stark vereinfachten Vorstellung umkreisen die Elektronen in dieser gedachten Hülle den positiven Atomkern. Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen dem positiven Atomkern und den negativen Elektronen sorgen dafür, dass die umkreisenden Elektronen stabil auf der Bahn um den Atomkern gehalten werden und das Atom nicht auseinanderfällt.

Die Elektronenhülle ist eine gedachte Hülle in welcher die Elektronen den Atomkern stabil umkreisen.

Ordnungszahl

Charakteristisch für eine bestimmte Atomart bzw. für ein chemisches Element ist die Anzahl der Protonen im Kern! Die Protonenanzahl bestimmt wesentlich das chemische Verhalten des Elements und ist für die Ordnungsreihenfolge im Periodensystem verantwortlich. Man bezeichnet die Protonenanzahl deshalb auch oft als Ordnungszahl (Kernladungszahl). Ein Wasserstoffatom besitzt bspw. stets ein Proton im Kern. Würde es zwei oder drei Protonen im Kern beherbergen, so wäre es kein Wasserstoffatom mehr sondern ein Heliumatom (2 Protonen) bzw. ein Lithiumatom (3 Protonen).

Die Anzahl der Protonen im Kern (Ordnungszahl) bestimmt das chemische Element.

Isotope

Im Gegensatz zur Protonenzahl ist die Neutronenzahl hingegen nicht charakteristisch für ein chemisches Element. So besitzt ein Lithiumatom zwar in der Regel vier Neutronen im Kern; dies trifft allerdings nur für 92,5 % aller Lithiumatome zu. Die restlichen 7,5 % der in der Natur vorkommenden Lithiumatome beinhalten im Kern lediglich drei Neutronen. Solche Abwandlungen von Atomen, die zwar zum selben chemischen Element gehöhren und somit dieselbe Protonenzahl aufweisen, aber eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen besitzen, werden auch als Isotope bezeichnet. Das Lithiumatom besitzt folglich zwei (stabile) Isotope.

Isotope haben dieselbe Anzahl an Protonen aber unterschiedliche Neutronenzahlen.

Das Wasserstoffatom besitzt sogar drei Isotope. Das mit 99,98 % am häufigsten vorkommende Wasserstoffisotop ist jenes ohne ein Neutron im Kern. Dieses Wasserstoffatom besitzt folglich nur ein Proton als Kernteilchen und wird deshalb auch als Protium genannt (Symbol: H).

Besitzt der Wasserstoff zusätzlich zum Proton noch ein Neutron, so bezeichnet man dieses Isotop als Deuterium (Symbol: D). Deuterium ist mit einem Anteil von nur 0,015 % aller in der Natur vorkommenden Wasserstoffatome vertreten.

Ein weiteres Wasserstoffisotop besitzt sogar zwei Neutronen im Kern und wird als Tritium bezeichnet (Symbol: T). Dieses Isotop nimmt nur einen verschwindend geringen Anteil am gesamten Wasserstoffaufkommen in der Natur ein. Im Gegensatz zum Protium und Deuterium ist Tritium jedoch nicht stabil und zerfällt mit einer Halbwertszeit von rund 12 Jahren. Aufgrund der stattfindenden Zerfallsprozesse ist Tritium folglich radioaktiv.

Ionen

Im elektrisch neutralen Zustand befinden sich im Kern eines Atoms genauso viele positiv geladene Protonen wie Elektronen in der umgebenden Hülle. Die elektrische Ladung eines Elektrons und eines Protons ist zwar betragsmäßig identisch, jedoch mit umgekehrtem Vorzeichen. Über eine makroskopische Distanz betrachtet, heben sich somit die elektrostatischen Wirkungen gegenseitig auf. In diesem Zustand ist das Teilchen nach außen elektrisch neutral. Wird dieser elektrisch neutrale Zustand durch Aufnahme oder Wegnahme von Elektronen allerdings gestört so spricht man von Ionen. Der Vorgang selbst wird Ionisation genannt.

Bei Elektronenüberschuss ist das Atom nach außen hin elektrisch negativ geladen. Man spricht dann auch von einem negativ geladenen Ion bzw. von einem Anion. Umgekehrt bezeichnet man ein elektrisch positiv geladenes Atom als Kation. Da die Anzahl der Protonen eines Atoms elementspezifisch ist kann ein Ion nur durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen entstehen, nicht durch Aufnahme oder Abgabe eines Protons! Denn durch Ändern der Protonzahl würde ein ganz anderes Element entstehen.

Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Atom (oder Gruppe von Atomen). Ein negativ geladenes Atom wird Anion genannt und ein positiv geladenes Atom Kation.

Beachte, dass Anionen aufgrund des Elektronenüberschusses größer im Durchmesser sind als das entsprechende Atom und Kationen folglich kleiner aufgrund der fehlenden Elektronen.

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.

Zunächst kann bei Substanzen zwischen Reinstoffe und Stoffgemische unterscheiden. Reinstoffe sind Stoffe, die lediglich aus einer Teilchensorte bestehen. Im einfachsten Fall handelt es sich bei der Teilchensorte um lediglich eine Atomart. Man spricht in diesem Zusammenhang auch von Elementen. Hierzu zählt bspw. Wasserstoff (H), reines Eisen (Fe) oder Graphit (Kohlenstoff C). Aber nicht nur einzelne Atome sondern auch ganze Moleküle können Reinstoffe bilden. Diese zeichnen sich durch feste Atomverhältnisse aus und werden als chemische Verbindungen bezeichnet. Zu diesen reinstofflichen Verbindungen zählt bspw. Wasser (H₂O), Kohlendioxid (CO₂), Aceton (C₃H₆O) oder Zementit (Fe₃C).

Reinstoffe haben im Gegensatz zu Stoffgemischen feste Atomverhältnisse (nur im speziellen Fall von Elementen besteht ein Reinstoff aus einer Atomsorte)!

Bestehen Stoffe hingegen aus mehreren Teilchensorten (Atom- oder Molekülsorten), so spricht man von Stoffgemischen. Solche Stoffgemische können weiter unterteilt werden in heterogene Gemische und homogene Gemische.

Homogene Gemische weisen eine gleichmäßige Verteilung der unterschiedlichen Teilchensorten auf. Hierzu zählen bspw. Gasgemische wie Luft, Schutzgase für das Schweißen oder Wasserdampf. Ebenfalls zu den homogenen Gemischen zählen Lösungen. Im Gegensatz zu einem Gasgemisch ist der Aggregatzustand einer Lösung flüssig. Zu der Gruppe der Lösungen zählt bspw. Zuckerwasser, Salzwasser oder kohlensäurehaltiger Sprudel. Neben Gasen und Flüssigkeiten können auch Feststoffe homogene Gemische bilden. Dies ist bei einigen Legierungen der Fall wie bspw. bei Kupfer-Nickel-Legierungen.

Im Gegensatz hierzu bezeichnet man Stoffgemische mit einer ungleichmäßigen Verteilung der enthaltenen Teilchensorten als heterogene Stoffgemische. Bei einem Gemisch aus einem Feststoff und einer Flüssigkeit spricht man dann von einer Suspension. Hierzu zählt bspw. Eisenschlamm, Treibsand oder flüssiger Beton. Heterogene Gemische aus verschiedenen Flüssigkeiten, welche sich nicht homogen durchmischen lassen, werden hingegen als Emulsionen bezeichnet (z.B. Öl/Wasser-Gemisch, Milch, Mayonnaise, etc.).

Als Suspension bezeichnet man ein Stoffgemisch bestehend aus festen Partikeln, die in einer Flüssigkeit gelöst sind. Ein Gemisch aus zwei verschiedenen Flüssigkeiten wird hingegen Emulsion genannt.

Bei heterogenen Gemischen von zwei oder mehreren Feststoffen, wie bspw. Eisenerz, Granit oder Marmor, spricht man von einem Gemenge. Die letzte Gruppe der heterogenen Stoffgemische bilden die Aerosole. Dabei handelt es sich um Gemische aus Feststoffen oder Flüssigkeiten in Gasen. Beispiele für Aerosole sind Zigarettenrauch, Wassernebel oder Autoabgase.