Kernelektronen

Rumpfelektronen sind die Elektronen eines Atoms , die keine Valenzelektronen sind und nicht direkt an chemischen Bindungen beteiligt sind . ^{[ 1 ]} Der Atomkern und die Rumpfelektronen bilden den Atomkern. Rumpfelektronen sind fest an den Atomkern gebunden. Daher spielen Rumpfelektronen, anders als Valenzelektronen, eine untergeordnete Rolle bei chemischen Bindungen und Reaktionen, indem sie die positive Ladung des Atomkerns von den Valenzelektronen abschirmen. ^{[ 2 ]}

Die Anzahl der Valenzelektronen eines Elements kann anhand der Gruppe des Elements im Periodensystem bestimmt werden (siehe Valenzelektronen ):

• Bei den Hauptgruppenelementen liegt die Anzahl der Valenzelektronen zwischen 1 und 8 ( n s- und n p-Orbitale).
• Bei Übergangsmetallen liegt die Anzahl der Valenzelektronen zwischen 3 und 12 ( ns- und ( n -1)d-Orbitale).
• Bei Lanthaniden und Actiniden liegt die Anzahl der Valenzelektronen zwischen 3 und 16 ( n s, ( n −2)f und ( n −1)d Orbitale).

Alle übrigen Nichtvalenzelektronen eines Atoms dieses Elements werden als Rumpfelektronen bezeichnet.

Eine komplexere Erklärung des Unterschieds zwischen Rumpf- und Valenzelektronen kann mit der Atomorbitaltheorie beschrieben werden.

In Atomen mit einem einzelnen Elektron wird die Energie eines Orbitals ausschließlich durch die Hauptquantenzahl n bestimmt . Das Orbital mit n = 1 besitzt die niedrigste mögliche Energie im Atom. Für große Werte von n steigt die Energie so stark an, dass das Elektron das Atom leicht verlassen kann. In Atomen mit nur einem Elektron sind alle Energieniveaus mit derselben Hauptquantenzahl entartet und besitzen dieselbe Energie.

In Atomen mit mehr als einem Elektron hängt die Energie eines Elektrons nicht nur von den Eigenschaften des Orbitals ab, in dem es sich befindet, sondern auch von seinen Wechselwirkungen mit den anderen Elektronen in anderen Orbitalen. Dies erfordert die Berücksichtigung der Quantenzahl ℓ . Höhere Werte von ℓ sind mit höheren Energiewerten verbunden; beispielsweise ist der 2p-Zustand energetisch höher als der 2s-Zustand. Wenn ℓ = 2 ist, ist der Energieanstieg des Orbitals groß genug, um die Energie des Orbitals über die Energie des s-Orbitals in der nächsthöheren Schale zu heben; wenn ℓ = 3 ist, wird die Energie in die zwei Schalenstufen höhere verschoben. Die Besetzung der 3d-Orbitale erfolgt erst, nachdem die 4s-Orbitale besetzt sind.

Die Zunahme der Energie von Unterschalen mit steigendem Drehimpuls in größeren Atomen ist auf Wechselwirkungen zwischen den Elektronen zurückzuführen und hängt insbesondere damit zusammen, dass Elektronen mit niedrigem Drehimpuls leichter in den Atomkern eindringen können, wo sie weniger stark von der Ladung der dazwischenliegenden Elektronen abgeschirmt werden. Daher wird in Atomen mit höherer Ordnungszahl der Drehimpuls ℓ der Elektronen zunehmend zum bestimmenden Faktor für ihre Energie, während die Hauptquantenzahlen n der Elektronen für ihre Energieposition immer weniger Bedeutung haben. Die Energiefolge der ersten 35 Unterschalen (z. B. 1s, 2s, 2p, 3s usw.) ist in der folgenden Tabelle dargestellt [nicht abgebildet?]. Jede Zelle repräsentiert eine Unterschale, wobei n und ℓ durch die Zeilen- bzw. Spaltenindizes angegeben sind. Die Zahl in der Zelle gibt die Position der Unterschale in der Folge an. Siehe das untenstehende Periodensystem, geordnet nach Unterschalen.

Der Atomkern bezeichnet den zentralen Teil des Atoms ohne die Valenzelektronen. ^{[ 3 ]} Der Atomkern besitzt eine positive elektrische Ladung, die sogenannte Kernladung. Sie entspricht der effektiven Kernladung, die auf ein Außenelektron wirkt . Anders ausgedrückt: Die Kernladung beschreibt die Anziehungskraft, die die Valenzelektronen auf den Atomkern ausüben, und berücksichtigt dabei die abschirmende Wirkung der Rumpfelektronen. Die Kernladung berechnet sich aus der Anzahl der Protonen im Atomkern abzüglich der Anzahl der Rumpfelektronen (auch innere Elektronen genannt) und ist bei neutralen Atomen stets positiv.

Die Masse des Atomkerns entspricht nahezu der Masse des Atoms. Der Atomkern kann mit hinreichender Genauigkeit als kugelsymmetrisch betrachtet werden. Der Kernradius ist mindestens dreimal kleiner als der Radius des entsprechenden Atoms (bei Berechnung mit denselben Methoden). Bei schweren Atomen nimmt der Kernradius mit steigender Elektronenzahl leicht zu. Der Radius des Kerns des schwersten natürlich vorkommenden Elements – Uran – ist vergleichbar mit dem Radius eines Lithiumatoms, obwohl letzteres nur drei Elektronen besitzt.

Chemische Methoden können die Elektronen des Atomkerns nicht vom Atom trennen. Auch bei Ionisierung durch Flammen oder ultraviolette Strahlung bleiben Atomkerne in der Regel intakt.

Die Kernladung ist eine praktische Methode, um Trends im Periodensystem zu erklären. ^{[ 4 ]} Da die Kernladung innerhalb einer Periode des Periodensystems zunimmt , werden die Außenelektronen immer stärker zum Atomkern hingezogen, und der Atomradius nimmt ab. Dies kann genutzt werden, um verschiedene periodische Trends wie Atomradius, erste Ionisierungsenergie (IE), Elektronegativität und Oxidationsvermögen zu erklären .

Die Kernladung kann auch als „Ordnungszahl“ minus „alle Elektronen außer denen in der äußeren Schale“ berechnet werden. Chlor (Element 17) mit der Elektronenkonfiguration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ hat beispielsweise 17 Protonen und 10 innere ^{Schalenelektronen ( 2 in} der ersten und 8 in der zweiten ^Schale ) .

Kernladung = 17 − 10 = +7

Die Kernladung ist die Nettoladung eines Atomkerns, wobei die vollständig besetzten Elektronenschalen als „Abschirmung“ wirken. Mit zunehmender Kernladung werden die Valenzelektronen stärker vom Atomkern angezogen, und der Atomradius nimmt innerhalb einer Periode ab.

Bei Elementen mit hoher Ordnungszahl Z lassen sich relativistische Effekte für die Rumpfelektronen beobachten. Die Geschwindigkeiten der Rumpf-s-Elektronen erreichen relativistische Impulswerte, was zu einer Kontraktion der 6s-Orbitale relativ zu den 5d-Orbitalen führt. Zu den physikalischen Eigenschaften, die durch diese relativistischen Effekte beeinflusst werden, gehören die niedrigere Schmelztemperatur von Quecksilber und die beobachtete goldene Farbe von Gold und Cäsium aufgrund der Verringerung der Bandlücke. ^{[ 5 ]} Gold erscheint gelb, weil es blaues Licht stärker absorbiert als andere sichtbare Wellenlängen und daher gelbliches Licht reflektiert.

Ein Rumpfelektron kann durch Absorption elektromagnetischer Strahlung aus seinem Kernniveau entfernt werden. Dies führt entweder dazu, dass das Elektron in eine leere Valenzschale angeregt wird oder aufgrund des photoelektrischen Effekts als Photoelektron emittiert wird . Das resultierende Atom weist eine leere Stelle in der Rumpfelektronenschale auf, die oft als Kernloch bezeichnet wird . Es befindet sich in einem metastabilen Zustand und zerfällt innerhalb von 10⁻¹⁵ ^s , wobei die überschüssige Energie entweder durch Röntgenfluoreszenz (als charakteristische Röntgenstrahlung ) oder durch den Auger-Effekt freigesetzt wird . ^{[ 6 ]} Die Detektion der Energie, die von einem Valenzelektron beim Übergang in ein niedrigeres Energieniveau emittiert wird, liefert wertvolle Informationen über die elektronische und lokale Gitterstruktur eines Materials. Obwohl diese Energie meist in Form eines Photons freigesetzt wird , kann sie auch auf ein anderes Elektron übertragen werden, das aus dem Atom ausgestoßen wird. Dieses zweite emittierte Elektron wird Auger-Elektron genannt, und dieser Prozess des Elektronenübergangs mit indirekter Strahlungsemission ist als Auger-Effekt bekannt. ^{[ 7 ]}

Alle Atome außer Wasserstoff besitzen Rumpfelektronen mit genau definierten Bindungsenergien. Daher lässt sich ein Element zur Untersuchung auswählen, indem die Röntgenenergie auf die entsprechende Absorptionskante eingestellt wird. Aus den Spektren der emittierten Strahlung kann die elementare Zusammensetzung eines Materials bestimmt werden.

• Atomorbital
• Auger-Effekt
• Lanthanidenkontraktion
• Relativistische Quantenchemie
• Abschirmwirkung
• Verschiebung des Oberflächenkernniveaus
• Valenzelektron