Die Atome sind die kleinsten Masseteilchen der Elemente, die noch die Eigenschaften des jeweiligen Elements aufweisen. Sie sind auf chemischem Weg nicht teilbar.

Nach E. Rutherford (1911) besteht jedes Atom aus Atomkern und Elektronenhülle. Die Elektronenhülle besteht aus Elektronen, die den Atomkern umkreisen.

Elektronen tragen eine negative Elementarladung und haben eine äußerst geringe Masse (¹/₁₈₃₆ der Masse des Wasserstoffkerns). Die Masse eines Atoms ist fast vollständig im Kern konzentriert.

Zwischen dem Atomkern und den Elektronen bestehen sehr große Abstände. Der Durchmesser eines Atoms, d.h. der Durchmesser der Elektronenhülle eines Atoms liegt in der Größenordnung von 10^-10 m. Der Durchmesser eines Atomkerns liegt dagegen in der Größenordnung von 10^-15 m, er beträgt also nur etwa ¹/₁₀₀₀₀₀ Atomdurchmessers.

1.1 Der Atomkern

Die Atomkerne bestehen aus zwei Arten von Nukleonen (Kernbausteine), die nahezu massegleich sind: den Protonen und den Neutronen.

Das Proton trägt eine positive Elementarladung. Das Neutron ist ungeladen. Die Atome eines Elements besitzen die gleiche Protonenzahl, die als Ordnungszahl Z (Kernladungszahl) bezeichnet wird und für jedes Element charakteristisch ist.

In jedem ungeladenen Atom ist die Anzahl der positiv geladenen Protonen gleich der Anzahl der negativ geladenen Elektronen.

Während die Anzahl der Protonen bei allen Atomen eines Elements gleich ist, kann die Anzahl der Neutronen unterschiedlich sein. Die Gesamtzahl der Nukleonen (Protonen+Neutronen) wird Massenzahl A genannt. Die Zahl der Neutronen ergibt sich somit zu (A-Z).

Der allgemeinere Begriff Nuklid kennzeichnet jede Atomkernart mit gegebener Massenzahl A und Ordnungszahl Z. Die Nuklide werden in der Schreibweise dadurch gekennzeichnet, dass die Massenzahl dem Elementsymbol als Superscript vorangestellt wird und die Ordnungszahl als Subscript angeführt wird (z.B. C).

Nuklide, die die gleiche Ordnungszahl besitzen und daher zum gleichen Element gehören, bezeichnet man als Isotope. Alle Isotope haben die gleichen chemischen Eigenschaften.

1.2 Die Elektronenhülle

Nach der Modelvorstellung von N. Bohr (1913) umkreisen Elektronen als Träger der negativen Ladung den Atomkern. Demnach bewegt sich jedes Elektron auf einer eigenen Bahn um den Kern. Gruppen von Elektronen mit ähnlichem Energiezustand bezeichnet man als Elektronenschalen. Die Elektronenschalen werden von innen nach außen nummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P und Q bezeichnet. Die maximale Besetzung einer Elektronenschale beträgt 2n², wobei n die Nummer der Elektronenschale (Hauptquantenzahl) ist. Demnach beträgt

• für die K-Schale (n=1) die maximale Elektronenzahl 2·(1)²= 2,
• für die L-Schale (n=2) 2·(2)² = 8, usw.

Die Elektronen der äußersten Schale eines Atoms werden Valenzelektronen genannt. Sie werden vom Kern am wenigsten fest gebunden und können daher relativ leicht abgespalten werden. Nur die Valenzelektronen werden bei einer chemischen Reaktion benötigt.

Die Belegung der jeweils äußersten Schale mit 8 Elektronen (erste Schale nur zwei) ist ein energetisch stabiler Zustand. Man nennt ihn Edelgaskonfiguration, da alle Edelgase (außer Helium) diese Zahl von Valenzelektronen aufweisen. Alle Atome sind bestrebt, diesen stabilen Zustand zu erreichen, was z.B. durch Aufnahme zusätzlicher Valenzelektronen von anderen Atomen oder durch Abgabe eigener Valenzelektronen erreicht werden kann.

Da Elektronen gleichzeitig Teilchen- und Welleneigenschaften haben, reicht das Bohrsche Atommodel nicht aus, um den Wellencharakter der Elektronen zu beschreiben. Dies ist mit Hilfe der Schrödinger-Gleichung möglich. Sie vereinigt die von Bohr geforderte Quantenbeschränkung der Energie des Elektrons mit seiner Beschreibung als Welle. Mit Hilfe der Schrödinger-Gleichung lässt sich eine Funktion ableiten, die das Elektron als Energiewelle oder als eine Wolke negativer Ladung mit unterschiedlicher Ladungsverteilung beschreibt. Die Lösungsfunktionen dieser Gleichung (Wellenfunktionen) geben die Wahrscheinlichkeit an, mit der ein Elektron in einer bestimmten Entfernung vom Kern anzutreten ist.

Dieser Aufenthaltswahrscheinlichkeitsraum der Elektronen wird als Orbital bezeichnet.

Die Orbitale müssen mathematisch bestimmte Bedingungen erfüllen, um physikalisch sinnvoll zu sein.

1.3 Quantenzahlen

Die Gliederung der Elektronen in Orbitale erfolgt durch die Quantenzahlen.

• N (Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3, … n) (Schalennummer, Periodennummer) beschreibt Energie und Ausdehnung eines Orbitals (relative Entfernung des Elektrons vom Kern).
• L (Nebenquantenzahl l = 0, 1, 2 … n-1) beschreibt die Symmetrie eines Orbitals. Sie wird durch die Buchstaben s (l=0), p (l=1), d (l=2) und f (l=3) gekennzeichnet.
• M (magnetische Quantenzahl m = +l, +(l-1), … 0, … -(l-1), -l) beschreibt die räumliche Orientierung eines Orbitals.
• S (Spinquantenzahl s = +½, -½) beschreibt den Eigendrehimpuls eines Elektrons.

Jedes Elektron kann demnach durch die vier Quantenzahlen beschrieben werden.

1.4 Pauli-Prinzip

Die Elektronen in einem Atom müssen sich in mindestens einer der vier Quantenzahlen unterscheiden.

1.5 Hundsche Regel

Beim Auffüllen der Atomhülle werden die Orbitale mit den gleichen Quantenzahlen n, l und m zunächst mit je einem Elektron besetzt; erst wenn alle Orbitale einfach besetzt sind, werden die Orbitale mit Elektronen von entgegengesetztem Spin aufgefüllt. Das entspricht dem niedrigsten Energiezustand des Atoms. Beim Auffüllen der d- und f-Orbitale mit Elektronen nehmen halbbesetzte Orbitale eine Sonderstellung ein als energetisch besonders stabil. Entsprechendes gilt für die Vollbesetzung.

1.6 Elektronenkonfiguration

Die Besetzung der Orbitale kann durch Elektronenkonfiguration wiedergegeben werden. Beim Auffüllen der Orbitale soll man mit dem energieärmsten 1s-Orbital beginnen sowie das Pauli-Prinzip und Hundsche Regel beachten.

In der Schreibweise wird als erstes die Hauptquantenzahl, dann die Nebenquantenzahl und dann die Anzahl der Elektronen, die sich in dem jeweiligen Orbital befinden, als Exponent dargestellt.

Um die Reihenfolge der Niveaubesetzung behalten zu können, werden zahlreiche Gedächtnisstützen vorgeschlagen. Eine dieser Methoden ist in der Abbildung dargestellt.