KAPITEL 1 Atombau

Orientierung

Sie schlagen ein Chemiebuch auf und erwarten, dass es mit der Chemie losgeht, mit Formeln, Eigenschaften und Reaktionen chemischer Stoffe. Stattdessen beginnt es mit Atomen, den Bausteinen der Materie. Diese Vorgehensweise bezeichnet man als reduktionistisch und es erwächst die Aufgabe, die Bausteine später wieder zum Ganzen zusammenzusetzen, denn der Mensch bildet mit seinen körperlichen, seelischen und geistigen Fähigkeiten eine Einheit. Wir starten trotzdem mit diesem Blick tief in die Materie, weil es die Protonen und Elektronen sind, die viele Eigenschaften und das Reaktionsverhalten chemischer Stoffe vermitteln und bestimmen. Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

• Welche Eigenschaften haben Protonen und Elektronen?

• Wie sind Atome aufgebaut?

• Was sind Elemente?

• Wie ist die Elektronenhülle der Atome aufgebaut?

• Ist Elektrosmog bedenklich?

1.1 Elementarteilchen

Die Atome sind die Bausteine der Materie. Leukipp und sein Schüler Demokrit kamen im 4. Jahrhundert vor Christus durch Gedankenexperimente zu dieser Einsicht. Sie waren der Meinung, dass sich die kleinsten „Elemente der Einzeldinge” nicht mehr teilen lassen (griech. atomos = unteilbar). Dies erwies sich als unzutreffend. Heute wissen wir, dass man bei der Zerlegung von Atomen zahlreiche subatomare Partikel (= Elementarteilchen) nachweisen kann. Von diesen betrachten wir nur drei: Protonen (p), Neutronen (n) und Elektronen (e). Diese reichen aus, um die wichtigsten Eigenschaften der Atome zu verstehen. In der Atomphysik kennt man heute weitere, z. T. sehr kurzlebige Elementarteilchen.

Die genannten Elementarteilchen lassen sich durch ihre Ladung und Masse charakterisieren (). Die Elementarladung beträgt absolut −1,6 · 10⁻¹⁹ C (= Coulomb) für ein Elektron und +1,6 · 10⁻¹⁹ C für ein Proton. Das Neutron ist ungeladen. Da jede messbare Ladung ein ganzzahliges Vielfaches der Elementarladung ist, genügt es zur Verständigung, relative Ladungen (-1/+1) anzugeben.

Tab. 1/1 Ladung und Masse der drei wichtigsten Elementarteilchen.

Proton, Elektron, Neutron

Proton und Neutron haben ungefähr die gleiche Masse, ein Elektron besitzt nur etwa 1/2000 der Masse eines Protons. Die absoluten Massen in Gramm sind schwer zu handhaben, man verwendet deshalb relative Massen. Diese sind beim Proton und Neutron etwa gleich 1. Die Stellen hinter dem Komma ergeben sich, weil der Bezugspunkt, die atomare Masseneinheit, nicht das Proton oder das Neutron ist, sondern 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-atoms ¹²C ( ).

1.2 Aufbau eines Atoms

Jedes Atom besitzt einen Atomkern, der sich aus Protonen und Neutronen, den Nucleonen, zusammensetzt, und eine Elektronenhülle, in der sich Elektronen aufhalten. Der Atomkern ist positiv geladen und vereinigt nahezu die gesamte Masse eines Atoms in sich. Die Elektronen umgeben den Kern als Wolke negativer Ladung.

Jedes Atom ist nach außen hin neutral.

Ein Atom hat einen Durchmesser von etwa 10⁻¹⁰ m (= 0,1 nm =100 pm, 0,1 Nanometer = 100 Picometer): Erst wenn man 10⁸ Atome aneinanderreiht, ergibt sich eine Kette von 1 cm Länge. Der Atomkern hat nur einen Durchmesser von 10⁻¹⁵ m (= 1 fm, 1 Femtometer). Die Größenrelation von Gesamtatom zu Atomkern ist wie die einer großen Sporthalle zu einem Tischtennisball, es gibt also sehr viel Platz in einem Atom. Dieser Platz steht den Elektronen zur Verfügung, die bei einer dichten Atompackung, wie z. B. in einem Stück Metall, die Atomkerne auf Distanz halten. Um einen Eindruck von den atomaren Dimensionen zu erhalten, kann man Größen und Abstände in der Welt wie in vergleichen. Man erkennt, dass der Mensch ziemlich genau zwischen Mikrokosmos und Makrokosmos seinen Platz hat.

Tab. 1/2 Größen und Abstände in Mikro- und Makrokosmos (in Meter).

Atomkern	Durchmesser	10⁻¹⁵
Atom	Durchmesser	10⁻¹⁰
Hämoglobin	Ausdehnung	10⁻⁸
Zellkern	Durchmesser	10⁻⁶
Erythrozyten	Durchmesser	10⁻⁵
Mensch	Größe	1,7
Erde	Durchmesser	10⁷
Sonne	Durchmesser	10⁹
Erde – Sonne	Abstand	10¹¹
Milchstraße	Ausdehnung	10²¹

Atomkern, Elektronenhülle

Der Atomkern ist positiv geladen. Die Summe der Protonen im Atomkern ergibt die sog. Kernladungszahl (KLZ). Ordnet man die Atome nach steigender KLZ, entsteht daraus als gleichwertiger Begriff die Ordnungszahl (OZ) der Elemente. Das einfachste Atom ist das Wasserstoffatom (Elementsymbol H), es hat die Kernladungszahl 1 und damit auch die Ordnungszahl 1. Natriumatome (Na) haben die Kernladungszahl 11, Phosphoratome (P) 15, Uranatome (U) 92. Da Atome nach außen hin neutral sind, wird die Ladung eines Atomkerns durch die entsprechende Anzahl Elektronen in der Umgebung des Atomkerns ausgeglichen. Für Atome gilt also:

Kernladungszahl, Ordnungszahl

Kernladungszahl = Ordnungszahl = Zahl der Protonen im Atomkern = Zahl der Elektronen in der Elektronenhülle.

Sauerstoff hat die Ordnungszahl 8. Damit ist klar, dass ein Sauerstoffatom 8 Protonen im Atomkern enthält und 8 Elektronen in der Elektronenhülle. Ein Sauerstoffatom besitzt jedoch die relative Atommasse 16. Dies bedeutet, dass der Atomkern neben den 8 Protonen noch 8 Neutronen enthalten muss, da die Elektronen zur Masse praktisch nichts beitragen. 16 ist die Massenzahl (= Nucleonenzahl) eines Sauerstoffatoms. Ein Atom ist bezüglich der enthaltenen Elementarteilchen vollständig charakterisiert, wenn man neben der Ordnungszahl noch die Massenzahl angibt. Für Atome der oben genannten Elemente gilt:

Massenzahl

1.3 Isotope

Es gibt Atome, die in der Kernladungszahl (= Ordnungszahl) übereinstimmen, sich jedoch in der Massenzahl unterscheiden. Die Atomkerne solcher Atome enthalten dieselbe Anzahl Protonen, jedoch eine unterschiedliche Anzahl Neutronen.

Isotope

Atome mit gleicher Ordnungszahl, aber unterschiedlicher Massenzahl nennt man Isotope.

Vom Chlor z. B. kennt man die Isotope und , vom Uran und . Die Chlor-Isotope unterscheiden sich um zwei Neutronen im Atomkern, die Uran-Isotope um drei Neutronen. Die abgekürzte Schreibweise hilft also nicht nur, den Atomaufbau zu abzuleiten, sondern ermöglicht auch das Erkennen von Isotopen.

Die Isotope eines Elementes können stabil oder instabil (= radioaktiv) sein. Sie können natürlichen Ursprungs sein oder werden künstlich hergestellt, z. B. durch Kernspaltung oder durch Beschuss von Atomen mit Elementarteilchen. Die Isotope eines Elementes haben sehr ähnliche chemische Eigenschaften und können im Stoffwechsel normalerweise nicht unterschieden werden.

1.4 Elemente

Liegt ein Stoff vor, der nur aus Atomen mit ein und derselben Kernladungszahl aufgebaut ist, spricht man von einem chemischen Element.

Chemisches Element

Ein chemisches Element besteht nur aus Atomen mit der gleichen Ordnungszahl.

Derzeitig sind 112 chemische Elemente bekannt, die alle einen Namen und eine Abkürzung (= Elementsymbol) haben. Das Elementsymbol leitet sich nicht immer vom deutschen Namen des Elements ab ( ). Man muss die Namen und Abkürzungen wichtiger Elemente kennen, um chemische Gleichungen lesen zu können.

Tab. 1/3 Liste einiger Elemente mit Namen, Elementsymbol, Ordnungszahl (OZ), relativer Atommasse und Nennung einiger, z. T. künstlicher Isotope.

Viele Elemente setzen sich aus mehreren stabilen Isotopen zusammen, d. h. aus Atomen mit gleicher Kernladungszahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Für die Zahl der Isotope gibt es natürliche Grenzen. Bei Elementen mit kleinen Ordnungszahlen stimmt die Zahl der Protonen und Neutronen in etwa überein. Bei Elementen mit hoher Ordnungszahl gibt es einen geringfügigen Neutronenüberschuss: Die Neutronen werden im Atomkern benötigt, um die sich gegenseitig abstoßenden Protonen zusammenzuhalten. Wird von dieser Ausgewogenheit abgewichen, werden die Atomkerne instabil und versuchen, sich durch Abgabe von Elementarteilchen zu stabilisieren. Es treten Radioisotope auf, die radioaktiv sind ( ).

Es gibt drei Wasserstoff-Isotope: und . Die ersten beiden sind stabil. Tritium ist radioaktiv.

Beim Kohlenstoff sind die Isotope und radioaktiv. Weitere Beispiele zeigt .

Die Isotopenzusammensetzung der auf der Erde natürlich vorkommenden Elemente ist praktisch konstant. Es gibt eine definierte Isotopenhäufigkeit. Wasserstoff z. B. enthält 99,99% und 0,01% , Kohlenstoff 98,9% und 1,1% Chlor 75% und 25% Zinn (₅₀Sn) setzt sich aus 10 Isotopen zusammen, während Phosphor (₁₅P) ein isotopenreines Element ist. Der Anteil instabiler Isotope ist, wenn diese nicht nachgebildet werden, wegen des hohen Alters der Erde gering und müsste zukünftig weiter abnehmen.

1.5 Atommasse, Stoffmenge Mol

Relative Atommasse

Relative Atommasse.

Ein Wasserstoffatom wiegt 1,66 · 10⁻²⁴ g, ein Natriumatom das 23-Fache. Diese Massen sind unvorstellbar klein. Man definiert deshalb eine relative Atommasse und setzt die Masse des Kohlenstoffisotops gleich 12,000. Aus dem Massenvergleich mit diesem Isotop ergeben sich alle anderen Werte. Die relative Atommasse „1” entspricht somit 1/12 der Masse des genannten Kohlenstoffisotops. Ein Blick in lässt erkennen, dass kein Element eine glatte Atommasse aufweist. Hierfür gibt es drei Gründe:

1. Die Masse eines Protons oder Neutrons ist nicht genau gleich 1 (

2. Die Massen der Elementarteilchen addieren sich nicht genau, weil es eine atomare Bindungsenergie gibt, die zu einer Massenabnahme führt (Massendefekt).

3. Die Zahlen in den Tabellenwerken spiegeln zugleich die natürliche Isotopenhäufigkeit eines Elements wider. Beim Kohlenstoff z. B. liegt die relative Atommasse wegen des Anteils von ¹³C etwas über 12.

Die genauen relativen Atommassen der Elemente benötigt man, um z.B. bei chemischen Reaktionen genaue Massenbilanzen aufstellen zu können. Die Massen sind für einige Elemente in angegeben. Man findet sie für alle Elemente im Periodensystem der Elemente ( in ).

Mol.

Nimmt man 12,000 g des Kohlenstoffisotops und dividiert durch die absolute Masse eines C-Atoms (12 · 1,66 · 10⁻²⁴g), so erhält man die Anzahl der C-Atome in der vorgegebenen Menge des Kohlenstoffisotops. Das Ergebnis lautet 6,02 · 10²³. Die Zahl ist eine Naturkonstante und heißt Avogadro-Konstante N_A (früher Loschmidt-Zahl). Von ihr ausgehend wird die Stoffmenge n mit der Bezeichnung Mol (Einheitszeichen mol) definiert.

Ein Mol eines Elements enthält 6,02 · 10²³ Atome.

Ein Mol einer chemischen Verbindung enthält 6,02 · 10²³ Moleküle.

Die Avogadro-Konstante gibt also an, wie viele Teilchen in der Stoffmenge 1 mol enthalten sind. Anders ausgedrückt: Gleiche Stoffmengen verschiedener Stoffe enthalten die gleiche Anzahl Teilchen.

Avogadro-Konstante

Avogadro-Konstante: N_A = 6,02 · 10²³ mol⁻¹

Mit der Stoffmengen-Angabe wird es sehr viel leichter, chemische Reaktionen qualitativ zu beschreiben, weil die Stoffmenge unabhängig ist von äußeren Parametern, wie z.B. Druck und Temperatur. Ein Mol eines Elementes entspricht der relativen Atommasse in Gramm (Beispiel Natrium: 1 mol = 23 g). Ein Mol einer chemischen Verbindung entspricht der relativen Molekülmasse in Gramm (Beispiel Wasser H₂O: 1 mol = 18 g)

Mit den bekannten Abkürzungen kann man auch kleine Teilmengen beschreiben (). Selbst 1 nmol (= 1 Nanomol = 10⁻⁹ mol) enthält immer noch ca. 6 · 10¹⁴ Teilchen des betrachteten Stoffes, das sind mehr Teilchen, als es Menschen auf der Erde gibt (ca. 10¹⁰). Sich diese Größenordnungen zu verdeutlichen wird wichtig, wenn über die Dosierung von Arzneimitteln gesprochen wird.

Tab. 1/4 Stoffmenge n (mol) und Teilmengen davon am Beispiel des Elementes Eisen (Fe).

Stoffmenge (n)	Masse (m)	Anzahl der Eisenatome
1 mol	55,847 g	6,02 · 10²³
1 mmol (millimol)	55,847 mg	6,02 · 10²⁰
1 μmol (mikromol)	55,847 μg	6,02 · 10¹⁷
1 nmol (nanomol)	55,847 ng	6,02 · 10¹⁴

1.6 Aufbau der Elektronenhülle

1.6.1 Allgemeines

Das Bindungsverhalten einzelner Atome beziehungsweise die chemischen Eigenschaften eines Elementes werden unmittelbar von der Elektronenhülle bestimmt. Bei der Ausbildung einer chemischen Bindung, d. h. beim Ablauf chemischer Reaktionen, werden Elektronen umgeordnet. Man muss etwas über den Aufbau der Elektronenhülle wissen, also über die Zahl, die Energie und die räumliche Verteilung der Elektronen einzelner Atome.

Elektronenhülle

In einem Atom üben die positiv geladenen Atomkerne und die negativ geladenen Elektronen eine Anziehungskraft aufeinander aus. Will man z. B. ein Elektron vom Atomkern ablösen, so muss man Energie aufwenden. Interessant ist nun die Tatsache, dass die Elektronen wegen der Kernanziehung nicht einfach in den Kern „stürzen”, sondern sich nach festen Regeln um den Kern anordnen. Diese Regeln werden im Folgenden besprochen.

1.6.2 Quantenzahlen

Elektronen, die den Atomkern einhüllen, haben nicht die gleiche Energie. Sie verteilen sich auf verschiedene Energieniveaus.

Hauptquantenzahl.

Die Haupt-Energieniveaus (= Schalen) der Elektronenhülle werden mit zunehmendem Abstand vom Atomkern durch die Buchstaben K, L, M, N usw. gekennzeichnet: Elektronen der K-Schale befinden sich dichter am Atomkern, sind somit energieärmer als Elektronen auf der L- oder M-Schale. Alternativ zur Schalen-Bezeichnung durch Buchstaben spricht man von Hauptquantenzahlen (n), die aufsteigend gezählt werden (n = 1, 2, 3 usw.).

Elektronenschalen Quantenzahlen

Nebenquantenzahl.

Innerhalb eines Haupt-Energieniveaus gibt es für die Elektronen verschiedene Unterniveaus, charakterisiert durch die Nebenquantenzahl l. Sie ist abhängig von der Hauptquantenzahl und reicht für jede Schale von l = 0 bis l = n - 1. Die Unterniveaus werden durch die Buchstaben s (l = 0), p (l = 1), d(l = 2) und f(l = 3) gekennzeichnet. Mit anderen Worten: Die K-Schale (1. Schale) enthält nur s-Elektronen, die L-Schale (2. Schale) s- und p-Elektronen, die M-Schale (3. Schale) s-,p- und d-Elektronen usw.

Magnetquantenzahl.

Die Unterniveaus lassen sich entsprechend ihrer Magnetquantenzahl m weiter aufspalten: m nimmt jeden Wert zwischen +l und −l (einschließlich 0) ein. Für l = 0 ist m = 0, d.h., bei den s-Elektronen gibt es keine Aufspaltung des Niveaus. Für l = 1 ist m = +1, 0 oder −1, d.h., die p-Elektronen können drei verschiedene Zustände einnehmen (p_x, p_y und p_z), die energetisch jedoch gleichwertig sind. Für l = 2 gilt m = +2, +1,0, −1 oder −2, was zu fünf energetisch gleichwertigen Zuständen für die d-Elektronen führt.

Spinquantenzahl.

Ein letztes Unterscheidungsmerkmal für Elektronen ist die Spinquantenzahl, die der Drehrichtung eines Elektrons um seine eigene Achse entspricht und nur die Werte +1/2 und −1/2 annehmen kann. Ein einzelnes Elektron wird dadurch zu einem kleinen Magneten.

Kein Elektron eines Atoms stimmt in allen vier Quantenzahlen mit einem anderen überein (Pauli-Prinzip).

Mit der genannten Regel kann man die maximale Elektronenzahl für jedes Unterniveau und für jede Schale ableiten (). Die maximale Elektronenzahl einer Schale ergibt sich nach der Formel 2 n² aus der zugehörigen Hauptquantenzahl n. Haupt- und Unterniveau werden durch die Schreibweise 1s, 2s, 2p, 3s usw. gekennzeichnet. Will man zusätzlich angeben, wie viele Elektronen sich auf einem Niveau befinden, schreibt man die Elektronenzahl als Hochzahl. Für die maximale Elektronenzahl der Niveaus ergibt sich: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 3d¹⁰, 4s², 4p⁶ usw. Im folgenden werden Beispiele gezeigt.

Tab. 1/5 Maximale Elektronenzahl (e-Zahl) pro Schale und pro Unterniveau (abgeleitet aus den Quantenzahlen.

1.6.3 Elektronenkonfiguration

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenhülle eines beliebigen Atoms lässt sich mit den vorgenannten Regeln genau beschreiben. Man kommt zur Elektronenkonfiguration eines Atoms, wenn man dessen Ordnungszahl kennt und drei Hinweise berücksichtigt:

1. Die Besetzung der Energieniveaus, sofern man den Grundzustand eines Atoms betrachtet, erfolgt nacheinander. Man beginnt mit dem energieärmsten Niveau (1s).

2. s-Unterniveaus werden zunächst mit zwei Elektronen besetzt, bevor die Besetzung des p-Unterniveaus derselben Schale beginnt.

3. Die energetisch gleichwertigen p-Zustände (p_x, p_y p_z) werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt, die alle drei parallelen Spin (Hund-Regel) aufweisen, bevor je ein zweites Elektron mit entgegengesetztem Spin dazukommt.

Für die ersten 12 Elemente des Periodensystems (Ordnungszahl 1 bis 12) ist die Elektronenkonfiguration in angegeben. Die Anordnung erfolgt von unten nach oben entsprechend dem Anstieg der Energieniveaus.

Tab. 1/6 Elektronenkonfiguration der ersten zwölf Elemente des Periodensystems.

Valenzelektronen

Elektronen, die sich in der äußeren Schale eines Atoms befinden, heißen Valenzelektronen.

Energieniveauschema.

Will man für die Elektronen eines Atoms gleichzeitig die Energie der besetzten Niveaus kennzeichnen, benötigt man ein Energieniveauschema (). Aus diesem ist ersichtlich, dass sich bis zum 3p-Niveau alles so ordnet, wie man es erwartet. Dann überschneiden sich die Energieniveaus der Schalen. Das 4s-Niveau ist energieärmer als das 3d-Niveau. Es werden erst Elektronen in die 4. Schale eingebaut, bevor die restlichen Niveaus der 3. Schale aufgefüllt werden. Beim 5s- und 4d-Niveau ist es ähnlich. In den Fällen sind die 4s- bzw. 5s-Elektronen die Valenzelektronen.

Abb. 1/1 Energieniveauschema der Elektronenhülle mit Kennzeichnung der Schalen und der Unterniveaus.

Ein detailliertes Energieniveauschema für das Kohlenstoffatom zeigt . Die Pfeile auf den Niveaus kennzeichnen jeweils ein Elektron, durch die Pfeilrichtung wird der Spin des Elektrons charakterisiert. Das Kohlenstoffatom besitzt vier Valenzelektronen (, blaue Pfeile). Als komplizierteres Beispiel wollen wir uns noch die Elektronenkonfiguration des Eisenatoms ₂₆Fe) ansehen. Sie lautet: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². Das Eisenatom hat zwei Valenzelektronen. Das 3d-Niveau ist noch nicht voll aufgefüllt: Zur vollen Besetzung dieses Unterniveaus fehlen vier Elektronen.

Abb. 1/2 Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffatoms (1s² 2s² 2p²).

Angeregte Atome.

Durch Zufuhr von Energie können Atome aus ihrem Grundzustand in einen angeregten Zustand überführt werden. Dies geschieht durch Anheben (= Promovieren) von Elektronen auf höhere Energieniveaus. Die aufgenommene Energie kann beim Rückfallen der Elektronen auf das Ausgangsniveau in Form von Strahlung wieder abgegeben werden. Die Energiebeträge, um die es hier geht, sind gequantelt, d. h., für jeden Übergang von einem Niveau zu einem anderen wird ein ganz bestimmter Energiebetrag (ΔE) benötigt bzw. frei, den man als Quant bezeichnet. Die Energie E eines Quants ist direkt proportional der Frequenz v der Strahlung, die aufgenommen oder abgegeben wird. Dies äußert sich z. B. darin, dass angeregte Atome Licht mit charakteristischen Frequenzen (v) abstrahlen.

Für die Energie der Quantenstrahlung gilt:

E = h · v mit h = 6,626 · 10⁻³⁴ J · s (Planck-Konstante mit der Einheit Joule · Sekunde).

Für jedes Element gibt es eine begrenzte Zahl von möglichen Elektronenübergängen, so dass nach Anregung in einem Spektrometer ein Linienspektrum auftritt, mit dessen Hilfe man die Elemente erkennen und unterscheiden kann ( Lehrbücher der Physik).

Ein einzelnes Lichtquant kann man sich auch als Teilchen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit bewegt, man nennt es dann Photon. Man stößt hier auf den Welle/Teilchen-Dualismus des Lichts. Diese Beschreibungen sind Modelle. Die Geheimnisse des Lichts sind bis heute nicht geklärt.

1.6.4 Atomorbitale

Um die Bahn eines den Atomkern umkreisenden Elektrons genau vorhersagen zu können, müsste man Ort und Geschwindigkeit des Elektrons zu jedem Zeitpunkt kennen. Das ist nicht möglich, da Elektronen gleichzeitig Welle und Teilchen sind. Mathematisch wird dieser Sachverhalt durch die von Heisenberg aufgestellte Unschärferelation ausgedrückt. Den Teilchencharakter beschreibt das Bohr-Atommodell, den Wellencharakter die Quantentheorie (Quantenmechanik), die sich nicht anschaulich, sondern nur mathematisch erklären lässt. Dabei wird u.a. die Wahrscheinlichkeit erfasst, mit der ein Elektron in einer bestimmten Entfernung vom Atomkern anzutreffen ist. In der Elektronenhülle ergibt sich somit für jedes Elektron ein Raum, in dem es sich mit großer Wahrscheinlichkeit aufhält. Solche Räume negativer Ladung heißen Orbitale.

Orbitale

Ein Atomorbital ist ein Raum in der Elektronenhülle, in dem die Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein bestimmtes Elektron des Atoms zwischen 0 und 1 liegt.

Elektronen sind in dieser quantenmechanischen Betrachtung keine definierten Partikel mehr, sondern Wolken negativer Ladung (Orbitale = Ladungswolken). Um deren Form dreidimensional zu beschreiben, werden die Orbitalgrenzen so gelegt, dass sich das betrachtete Elektron mit 90%iger Wahrscheinlichkeit innerhalb dieser Grenzen bewegt. Aus den Energieniveaus für Elektronen ( ) sind in der quantenmechanischen Berechnung die Orbitale geworden: Aus dem 1s-Niveau wird das 1s-Orbital, aus den 2s- und 2p-Niveaus die 2s- und 2p-Orbitale usw.

s-Orbitale.

s-Orbitale sind kugelsymmetrisch um den Atomkern angeordnet. Sie haben keine Vorzugsrichtung im dreidimensionalen Raum. veranschaulicht die Ladungswolke eines ls-Elektrons. s-Orbitale gibt es für alle Schalen der Elektronenhülle. Sie ordnen sich wie Kugelschalen ineinander mit dem Atomkern als Zentrum, wobei das 1s-Orbital innen liegt, gefolgt von 2s-, 3s-Orbitalen usw. Das Kugelschalen-Modell ist insoweit eine Vereinfachung, als es innerhalb jedes s-Orbitals je nach Abstand vom Kern unterschiedliche Dichteverteilungen der Elektronen gibt.

Abb. 1/3 Dreidimensionale Darstellung eines 1s-Orbitals. Innerhalb der Kugelgrenzen ist das 1s-Elektron mit 90%iger Wahrscheinlichkeit anzutreffen. Der Atomkern befindet sich im Zentrum.

p-Orbitale.

In der 2. Schale (L-Schale) wird zunächst das 2s-Orbital besetzt, gefolgt von drei 2p-Orbitalen (p_x, p_y und P_z). Die p-Orbitale sind hanteiförmig um den Atomkern geordnet in Richtung der x-, y- und z-Achse (). In Richtung der jeweiligen Achse ist das p-Orbital rotationssymmetrisch. Die drei p-Orbitale sind energetisch gleichwertig, sie stehen senkrecht aufeinander und jedes kann (wie in erläutert) mit maximal 2 Elektronen besetzt werden. Die 3p- oder 4p-Orbitale haben ein ähnliches Aussehen, die größte Ladungsdichte liegt jedoch entsprechend weiter vom Atomkern entfernt.

Abb. 1/4 Form und räumliche Anordnung des 2s-Orbitals und der 2p-Orbitale.

Bei den d- und f-Orbitalen der höheren Schalen gibt es für die 5 bzw. 7 energetisch gleichwertigen Atomorbitale eine noch komplexere Raumerfüllung.

Auf die Elektronen kommt es an

Zu den bislang besprochenen Bausteinen gibt es keinen direkten medizinischen Bezug. Warum eigentlich nicht? Der Mensch besteht aus etwa 10²⁷ Atomen, die zusammen die Grundlage für alles bilden, was das Menschsein ausmacht: Entwicklung, geistige Tätigkeit, Charakter, Gesundheit und Krankheit. Die Atome sind gewissermaßen die Tasten und Saiten eines Klaviers, die erst angeschlagen werden müssen, damit das Ganze zu klingen anfängt. Die Tasten sind nicht die Musik oder gar eine Sinfonie von Mozart oder Beethoven. Die Atommodelle geben auf die Frage, was Atome wirklich sind, keine Antwort, es sind eben nur Modelle. Die Realität bleibt verschlossen.

Wie erläutert wurde, bilden die Atomkerne Massepunkte in einem ansonsten nahezu leeren Raum. In diesem Raum schwingen die Elektronen mit ihrer negativen Ladung, strukturieren diesen Raum gesetzmäßig und grenzen ihn nach außen ab, so dass man einen Atomradius bestimmen kann. Um die Energiezustände der Elektronen und damit die Eigenschaften der Atome, der Elemente und der Moleküle zu erklären, hat man quantenmechanische Theorien und Rechenansätze ersonnen, aber diese ändern nichts daran: Der Raum zwischen Atomkern und äußerer Atomgrenze bleibt im Wesentlichen leer und für die Anschauung gibt es keine Hilfe. Dennoch kann man durch den menschlichen Körper nicht hindurchschauen, obwohl man sagt, dass ein Mensch einen anderen Menschen durchschauen kann.

Bleiben wir bei dem, was die Atommodelle bieten: Unser Körperraum wird von Elektronenwolken gewebt und durch die zugehörigen Atomkerne stabilisiert. Die mit Elektronen besetzten Orbitale von 10²⁷ Atomen überlagern sich jedoch in vielfältiger Weise und lassen die Sinfonie erklingen, die den Menschen ausmacht. Was aber bewirkt Elektrosmog?. Darunter versteht man elektromagnetische Felder, die z. B. von Stromleitungen, Mobilfunkmasten, Sendeanlagen oder Handys ausgehen. Solche Felder verändern sicher nicht die Atome, sie beeinflussen jedoch alle Prozesse, bei denen Ladungen (z. B. Elektronen, Protonen) wechselwirken oder fließen. Dass Menschen elektrosensibel sind, steht heute außer Frage. Wie stark die Gesundheit durch ständigen Elektrosmog beeinflusst wird und wo die Grenzwerte liegen sollten, wird strittig diskutiert.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Proton – Elektron – Neutron – Atomkern – Elektronenhülle – Kernladungszahl – Ordnungszahl – Isotope – chemisches Element – relative Atommasse – Avogadro-Konstante – Mol – Elektronenschalen – Quantenzahlen – Elektronenkonfiguration – Valenzelektronen – Orbital – Elektrosmog.

Aufgaben

1. Wie viele Elektronen entsprechen der Masse eines Protons?

2. Wie viele Atome muss man etwa aneinanderreihen, um eine Kette von 1 m Länge zu erhalten? Wie lang ist die Kette, wenn man alle Atome des menschlichen Körpers aneinanderreiht?

3. Was lässt sich der Abkürzung

entnehmen?

a) Wie heißt das Element und welche Ordnungszahl hat es?

b) Wie lauten die Zahlenwerte für die Kernladung, die Protonen, die Nucleonen, die Elektronen und die Masse?.

4. Was ist ein chemisches Element?

5. Warum sind die Atome

und

keine Isotope?

6. Was versteht man unter Isotopenhäufigkeit? Geben Sie zwei Beispiele! Nennen Sie ein Reinelement!

7. Ergänzen Sie die fehlenden Angaben:

8. Was sagen Sie zu einem Teilchen, das 9 Protonen, 10 Neutronen und 10 Elektronen aufweist?

9. Wodurch entsteht Radioaktivität?

10. Geben Sie die abgekürzte Schreibweise und die Namen der drei Wasserstoffisotope an! Welches Isotop ist radioaktiv?

11. Warum sind die Atommassen der Elemente keine glatten Zahlen?

12. Wie viele Atome enthält 1 mol festes Magnesium, wie viele 1 mol gasförmiges Helium? Wie viel Gramm entspricht diese Stoffmenge?

13. Wodurch werden die chemischen Eigenschaften eines Elementes bestimmt?

14. Mit wie vielen Elektronen können die K-, L- und M-Schale maximal besetzt werden?

15. Nennen Sie die vier Quantenzahlen, mit denen sich jedes Elektron in der Elektronenhülle eines Atoms beschreiben lässt! Gibt es Elektronen, die in allen Quantenzahlen übereinstimmen?

16. Geben Sie möglichst genau die Elektronenkonfiguration eines Kohlenstoff- und eines Natriumatoms an! Welches Elektron eines Natriumatoms ist am energiereichsten?

17. Was ist ein Atomorbital?

18. Worin gleichen und worin unterscheiden sich die Elektronenkonfigurationen von Sauerstoff und Stickstoff?

19. Ein 2s-Elektron soll auf ein leeres 2p-Niveau wechseln. Wird dazu Energie benötigt?

20. Ordnen Sie die folgenden Atomorbitale in der Reihenfolge ihrer Besetzung (beginnend mit dem energieärmsten) und geben Sie die maximal mögliche Besetzung mit Elektronen an!

3s, 2p, 3d, 4s, 3p, 1s, 4p, 2s

001 Lösungen der Aufgaben

002 IMPP-Fragen

Auf die Elektronen kommt es an
Elementhäufigkeit im menschlichen Körper
Elemente mit verschiedener Bedeutung
Radioisotope in der Diagnostik
Bor und Yttrium in der Strahlentherapie
Es ist nicht alles Gold, was glänzt
Salze für die Gesundheit
Was oben fehlt, macht unten krank
Abkühlung durch Schwitzen
Haben Zellen eine Wasserleitung?
Tyndall-Effekt im Auge
Taucher leben gefährlich
Verteilungsprozesse im Körper
Die Lunge reguliert den Gasaustausch
Die Niere kontrolliert den Flüssigkeitshaushalt
Osmodiuretika
Warum Regenwasser oder Meerwasser „giftig” sind.
Nervenreizleitung, was ist das?
Kann der Mensch leuchten?
Die Wärmeregulation – das A und O für Wohlbefinden und Gesundheit
Gleichgewicht oder Fließgleichgewicht:
Was braucht der Mensch?
Das Aussalzen von Proteinen
Salze als Abführmittel
Ionenverteilung im Körper
Lithiumsalze helfen bei manisch-depressiven
Erkrankungen
Nierensteine
Knochen- und Zahnbildung
Ionenwanderung im Wurzelkanal
Säuren und Laugen rufen Verätzungen hervor
Lebensmittel beeinflussen den
Säure-Base-Haushalt
Allzu viel ist ungesund
Pufferkapazität des Blutes
Im Notfall hilft eine Plastiktüte
Desinfektion ist unverzichtbar
Stickstoffoxide machen Karriere
Stoffwechselenergie als Stromquelle
Power für die Zellen
Platin in der Krebstherapie
Gift oder Botenstoff
Morbus Wilson
Paraffine
Chlorethan und Halothan
Autooxidation und Antioxidanzien
Benzol ist toxisch
Benzol als Baustein
Jedes Enzym hat seine eigene Kinetik
Unterschiedliche Alkoholwirkungen.
Methanol ist ein starkes Gift.
Ethanol ist giftig und macht süchtig.
Cholesterin und Arteriosklerose.
Vitamine mit OH-Gruppen.
Inhalationsnarkotika.
Benzpyren und Krebs.
Wirt-Gast-Beziehung.
Schwefel hat viele Funktionen.
Catecholamine.
Nutzen und Schaden liegen dicht beieinander.
Pestizide.
Formalin in der Anatomie.
Aceton in der Atemluft.
Progesteron im weiblichen Zyklus.
Chloralhydrat.
Chemie des Sehens.
Vitamin K, ein Chinon der Blutgerinnung.
Ursodeoxycholsäure, eine bärenstarke Gallensäure.
Prostaglandine sind Gewebshormone.
Aspirin® ist über 100 Jahre alt.
Essenzielle Fettsäuren.
Mykotoxine sind weit verbreitet und gefährlich.
Acetylcholin – ein wichtiger Neurotransmitter.
Penicillin, ein ß-Lactam-Antibiotikum.
Ammoniak ist ein Zellgift.
Sulfonamide sind Chemotherapeutika bei
Infektionskrankheiten.
Phosphor ist ein „anfeuerndes” Element.
Die Contergan®-Katastrophe.
Was bedeuten essenzielle Aminosäuren für den
Menschen?.
Histamin – ein Mediator bei Allergien.
Nicht nur Zucker schmeckt süß.
Ein Peptid reguliert den Zuckerstoffwechsel.
Vitamin C – ein Zuckerderivat.
Karies und Saccharose.
Lactoseintoleranz und Galaktosämie.
Hyaluronsäure und Heparin – Glykosaminoglykane mit besonderen Eigenschaften
Gibt es essenzielle Monosaccharide?.
Hämoglobin und Cytochrom c:
Was macht hier das Eisen?
Nicotin – zwischen Pflanzenschutz und Krebs
Serotonin und Melatonin Nachtarbeit als
Diabetes-Risiko?
Coffein macht munter
Nucleinsäuren als Angriffsorte für Arzneimittel
Photometrische Blutuntersuchungen
Kernspintomographie
Röntgendiagnostik

Chemie für Mediziner