Atombau

Um biochemische Prozesse im menschlichen Organismus erfassen zu können, sind Kenntnisse über den Aufbau der Materie auf ihrer kleinsten Ebene erforderlich.

Letztlich setzen sich alle Bestandteile des Körpers aus Atomen zusammen. Der Atombau bildet somit die grundlegende Basis für das Verständnis chemischer, biochemischer und physiologischer Vorgänge.

Definition

Ein Atom stellt die kleinste Einheit eines Elements dar, die dessen charakteristische chemische Eigenschaften aufweist und chemische Bindungen mit anderen Atomen eingehen kann.

Ein Atom besteht aus dem zentralen Atomkern und der umgebenden Atomhülle (Elektronenhülle):

• Atomkern:
  • Enthält Protonen (positiv geladen) und Neutronen (ungeladen)
  • Bestimmt nahezu die gesamte Masse des Atoms
• Atomhülle:
  • Enthält Elektronen (negativ geladen)
  • Bestimmt maßgeblich das chemische Verhalten des Atoms

Die Elementarladung ist die kleinste frei vorkommende elektrische Ladung, die ein Teilchen tragen kann. Sie entspricht dem Betrag der elektrischen Ladung eines Protons (positiv) bzw. eines Elektrons (negativ).

Die Elementarladung wird mit dem Buchstaben e bezeichnet und in Coulomb (C) angegeben:

→ e ≈ 1,6 ∙ 10^-19 C

Elektronen besitzen die negative Elementarladung −e (ca. −1,6 ∙ 10⁻¹⁹ C) und Protonen die positive Elementarladung +e (ca. +1,6 ∙ 10⁻¹⁹ C). Beide Ladungen sind somit im Betrag gleich groß.

Um Atome eindeutig beschreiben und voneinander unterscheiden zu können, werden in der Chemie zwei grundlegende Größen herangezogen: die Ordnungszahl und die Massenzahl.

Ordnungszahl (OZ, Z):

Die Anzahl der Protonen im Atomkern wird als Kernladungszahl (KLZ) bezeichnet. Nach dieser Größe sind die Elemente im Periodensystem geordnet. Dort entspricht die Kernladungszahl der Ordnungszahl (Z) eines Elements. Alle Atome desselben Elements besitzen die gleiche Anzahl an Protonen und daher auch dieselbe Ordnungszahl.

Merke

Alle Atome desselben Elements besitzen die gleiche Anzahl an Protonen und daher auch dieselbe Ordnungszahl.

Da ein Atom im elektrisch neutralen Zustand ebenso viele Elektronen wie Protonen besitzt, entspricht die Ordnungszahl zugleich der Anzahl seiner Elektronen in der Atomhülle. Über die Elektronenverteilung bestimmt die Ordnungszahl somit indirekt auch die chemischen Eigenschaften und das Reaktionsverhalten eines Elements.

Merke

Die Ordnungszahl definiert die Identität eines Elements und bildet die Grundlage für dessen charakteristische chemische Eigenschaften.

Massenzahl (A):

Die Massenzahl (A) beschreibt die Gesamtzahl der Kernteilchen (Nukleonen) eines Atoms. Sie ergibt sich aus der Summe von Protonen und Neutronen im Atomkern:

→ A (Massenzahl) = Z (Anzahl der Protonen) + N (Anzahl der Neutronen)

Da Elektronen im Vergleich zu Protonen und Neutronen eine sehr geringe Masse besitzen, tragen sie praktisch nicht zur Massenzahl bei.

Ein Atom, das durch eine festgelegte Ordnungs- und Massenzahl eindeutig beschrieben ist, wird als Nuklid bezeichnet. Nuklide werden üblicherweise durch folgende Schreibweise dargestellt:

Merke

• Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenzahl im Atomkern = Elektronenzahl in der Atomhülle
• Massenzahl = Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl

Für das Verständnis chemischer Reaktionen sind weniger die Vorgänge im Atomkern als vielmehr die Prozesse in der Elektronenhülle von Bedeutung. Während der Atomkern vor allem die Masse eines Atoms bestimmt, prägen die Elektronen maßgeblich dessen chemisches Verhalten, insbesondere im Hinblick auf Bindungen, Reaktionen und Strahlungsabsorption.

Der Aufbau der Elektronenhülle kann mithilfe verschiedener Modelle unterschiedlicher Komplexität beschrieben werden. Eine vereinfachte Darstellung bietet das Schalenmodell, während das Orbitalmodell eine differenziertere quantenmechanische Beschreibung ermöglicht.

Schalenmodell (vereinfachtes Atommodell)

Elektronen halten sich nicht beliebig um den Atomkern auf, sondern besetzen diskrete Energieniveaus, welche vereinfacht als Schalen beschrieben werden.

Je näher sich ein Elektron am Atomkern befindet, desto geringer ist sein Energiezustand und desto stärker wirkt die Anziehung durch den positiv geladenen Kern. Elektronen in weiter außen gelegenen Bereichen besitzen dagegen eine höhere Energie und sind somit reaktiver.

• Benennung: Die Elektronenschalen werden von innen nach außen fortlaufend mit den Hauptquantenzahlen n = 1, 2, 3... oder alternativ mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P und Q bezeichnet.
• Kapazität: Die maximale Anzahl an Elektronen pro Schale berechnet sich nach der Formel Z_max = 2 ⋅ n².

Orbitalmodell

Elektronen besitzen neben Teilcheneigenschaften auch Welleneigenschaften (Welle-Teilchen-Dualismus). Aus diesem Grund ist es nicht möglich, ihren Aufenthaltsort exakt zu bestimmen. Stattdessen werden Bereiche im Raum beschrieben, in denen sich Elektronen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit aufhalten. Diese Aufenthaltsräume werden als Orbitale bezeichnet.

Tipp

Das Orbitalmodell ist das modernste Atommodell der Chemie. Es ersetzt die Vorstellung fester Elektronenbahnen durch die Beschreibung dreidimensionaler Aufenthaltswahrscheinlichkeiten der Elektronen in Form von Orbitalen.

Orbitaltypen

Orbitale werden entsprechend ihrer Form und Energieniveaus in verschiedene Typen eingeteilt:

• s-Orbitale:
  • Kugelförmige Symmetrie
  • Können maximal zwei Elektronen aufnehmen
• p-Orbitale:
  • Hantelförmige Symmetrie
  • Ab der zweiten Hauptschale (n ≥ 2) verfügt jede Schale über drei p-Orbitale (p_x, p_y, p_z), die sich in ihrer räumlichen Ausrichtung unterscheiden.
  • Jedes dieser Orbitale kann mit höchstens zwei Elektronen besetzt werden, sodass p-Orbitale insgesamt bis zu sechs Elektronen aufnehmen können.
• d- und f-Orbitale: komplexere räumliche Formen

Orbitalbesetzung und Quantenzahlen

Die chemischen Eigenschaften eines Atoms ergeben sich nicht allein aus der Anzahl der Elektronen, sondern vor allem aus deren Verteilung auf die einzelnen Orbitale. Diese Verteilung unterliegt festen quantenmechanischen Regeln und wird mithilfe von Quantenzahlen beschrieben.

Die Charakterisierung jedes Elektrons erfolgt durch vier Quantenzahlen. Diese definieren die Energie (Hauptquantenzahl), die Form (Nebenquantenzahl) und die Orientierung (Magnetquantenzahl) des Orbitals sowie den Spin (Spinquantenzahl) des Elektrons.

1. Hauptquantenzahl (n):
   • Mögliche Werte: n = 1, 2, 3... (→ entspricht den jeweiligen Schalen K, L, M...).
   • Bedeutung: Beschreibt die Zuordnung eines Elektrons zu einer bestimmten Schale und damit zu einem definierten Hauptenergieniveau.
2. Nebenquantenzahl (l):
   • Mögliche Werte: l = 0 bis (n − 1)
   • Bedeutung: Gibt die Art des Orbitals an, auf dem sich das Elektron befindet:
     • l = 0 → s-Orbital
     • l = 1 → p-Orbital
     • l = 2 → d-Orbital
     • l = 3 → f-Orbital
3. Magnetquantenzahl (m_l):
   • Mögliche Werte: Ganzzahlige Werte von –l bis +l (→ l = Nebenquantenzahl).
   • Bedeutung: Beschreibt die räumliche Orientierung des Orbitals.
   • Beispiel: Für p-Orbitale mit der Nebenquantenzahl l = 1 kann m_l drei verschiedene Werte annehmen (−1, 0, +1). Diese entsprechen den unterschiedlichen räumlichen Orientierungen der p-Orbitale (p_x, p_y, p_z).
4. Spinquantenzahl (m_s):
   • Mögliche Werte: +½ oder ‐½
   • Bedeutung: Beschreibt den Eigendrehimpuls (Spin) des Elektrons.

Quantenzahlen – Übersicht:

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie sich die Elektronen eines Atoms auf spezifische Energieniveaus, Schalen und Orbitale verteilen. Insbesondere die Besetzung der äußersten Elektronenschale (Valenzschale) ist ausschlaggebend für das chemische Reaktionsverhalten und die Bindungsaffinität eines Elements.

Besetzungsregeln

Um die Elektronenkonfiguration eines Atoms korrekt herzuleiten, müssen im Wesentlichen drei Regeln beachtet werden:

1. Energieprinzip (Aufbauprinzip):

Die Besetzung der Orbitale folgt dem Prinzip des Energieminimums. Demnach besetzen Elektronen die Orbitale stets in der Reihenfolge zunehmender Energie.

Indem energieärmere Orbitale zuerst aufgefüllt werden, erreicht das Atom somit seinen energetisch stabilsten Grundzustand.

• Reihenfolge der Besetzung: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p...

Achtung

Das 4s-Orbital wird aufgrund seiner geringfügig niedrigeren Energie vor dem 3d-Orbital besetzt. Diese Besetzungsreihenfolge ist insbesondere bei der Elektronenkonfiguration von Übergangsmetallen (z.B. Eisen im Hämoglobin) von Bedeutung und wird auch in Prüfungen häufig thematisiert.

2. Pauli-Prinzip:

Das Pauli-Prinzip (Ausschlussprinzip) besagt, dass innerhalb eines Atoms keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen dürfen.

Daraus folgt, dass ein Atomorbital höchstens zwei Elektronen aufnehmen kann, die notwendigerweise entgegengesetzte Spins besitzen.

3. Hund’sche Regel:

Energetisch gleichwertige Orbitale (z.B. 2p_x, 2p_y, 2p_z) werden zunächst einzeln mit Elektronen desselben Spins besetzt, bevor sie mit einem zweiten Elektron gepaart werden.

Schreibweise

Zur eindeutigen und übersichtlichen Darstellung der Elektronenverteilung wird eine standardisierte Schreibweise verwendet. Dabei wird die Elektronenkonfiguration als festgelegte Abfolge aus Hauptquantenzahl (Nummer der Schale), Orbitaltyp (s, p, d, f) und der jeweiligen Elektronenzahl in Form eines Exponenten angegeben.

Merke

In der Standardnotation wird die Elektronenkonfiguration durch die Schalennummer, den Orbitaltyp und die als Hochzahl angegebene Anzahl der Elektronen dargestellt.

Beispiel – Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff:

Kohlenstoff (C) besitzt die Ordnungszahl 6 und verfügt somit über sechs Elektronen. Entsprechend der zuvor beschriebenen Besetzungsregeln ergibt sich folgende Elektronenkonfiguration:

Die innerste Schale (K-Schale) ist mit zwei Elektronen im 1s-Orbital vollständig besetzt. Die zweite Schale (L-Schale) umfasst ein s- und drei p-Orbitale. Somit kann sie insgesamt bis zu 8 Elektronen aufnehmen.

Zunächst erfolgt die Besetzung des energieärmeren 2s-Orbitals. Die übrigen Elektronen werden anschließend auf die p-Orbitale verteilt.

Die äußerste Elektronenschale (Valenzschale) des Kohlenstoffs ist die L-Schale. Die darin enthaltenen Elektronen werden als Valenzelektronen bezeichnet. Demnach verfügt Kohlenstoff über vier Valenzelektronen.

Tipp

In der 2p-Unterschale stehen drei gleichwertige Orbitale zur Verfügung (2p_x, 2p_y, 2p_z). Gemäß der Hund’schen Regel werden die zwei p-Elektronen des Kohlenstoffs einzeln auf zwei dieser Orbitale verteilt und besitzen einen parallelen Spin.

Kurzschreibweise (Edelgaskonfiguration)

Da bei chemischen Reaktionen und medizinisch relevanten Bindungsprozessen insbesondere die Valenzelektronen von Bedeutung sind, wird in der Fachliteratur häufig die verkürzte Schreibweise in Form der Edelgaskonfiguration verwendet.

Dabei wird das Symbol des jeweils vorhergehenden Edelgases in eckige Klammern gesetzt. Es repräsentiert den abgeschlossenen, stabilen Edelgaskern, während nur die Elektronen der Valenzschale explizit angegeben werden.

Beispiel – Natrium (Z = 11):

• Vollständige Schreibweise: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Kurzschreibweise: [Ne] 3s¹

Zur Veranschaulichung dieser Kurzschreibweise sind in der folgenden Tabelle die Elektronenkonfigurationen ausgewählter Elemente dargestellt: