Elektronenhülle

In der Chemie und Atomphysik kann man sich eine Elektronenschale als Bahn vorstellen , die Elektronen um den Atomkern beschreiben . Die dem Kern nächstgelegene Schale wird als „1. Schale“ (auch „K-Schale“ genannt) bezeichnet, gefolgt von der „2. Schale“ (oder „L-Schale“), dann der „3. Schale“ (oder „M-Schale“) usw., je weiter sie vom Kern entfernt sind. Die Schalen entsprechen den Hauptquantenzahlen ( n = 1, 2, 3, 4 …) oder werden alphabetisch mit den Buchstaben der Röntgennotation (K, L, M, …) bezeichnet . Jede Periode im Periodensystem der Elemente repräsentiert eine Elektronenschale.

Jede Schale kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen: Die erste Schale kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen, die zweite bis zu acht, die dritte bis zu 18 usw., wobei die n -te Schale nach der allgemeinen Formel bis zu 2^n² Elektronen aufnehmen kann . ^{[ 1 ]} Eine Erklärung für die Existenz dieser Schalen finden Sie unter Elektronenkonfiguration . ^{[ 2 ]}

Jede Schale besteht aus einer oder mehreren Unterschalen , und jede Unterschale besteht aus einem oder mehreren Atomorbitalen .

1913 schlug Niels Bohr ein Atommodell vor, das die Anordnung der Elektronen in ihren aufeinanderfolgenden Bahnen beschreibt. Bohr erlaubte damals, dass die Kapazität der inneren Bahn mit zunehmender Atomgröße auf acht Elektronen ansteigen konnte, und „im untenstehenden Schema wird die Anzahl der Elektronen in diesem [äußeren] Ring willkürlich gleich der normalen Wertigkeit des entsprechenden Elements gesetzt“. Unter Verwendung dieser und weiterer Einschränkungen schlug er Konfigurationen vor, die mit den heute nur für die ersten sechs Elemente bekannten übereinstimmen. „Aus dem Vorangegangenen ergibt sich folgendes mögliche Schema für die Anordnung der Elektronen in leichten Atomen:“ ^{[ 3 ] [ 4 ]}

Die Bezeichnung „Schalen“ stammt von Arnold Sommerfelds Modifikation des Bohrschen Atommodells von 1913. Bohr arbeitete zu dieser Zeit mit Walther Kossel zusammen , der in seinen Veröffentlichungen von 1914 und 1916 die Bahnen als „Schalen“ bezeichnete. ^{[ 5 ] [ 6 ]} Sommerfeld behielt Bohrs Planetenmodell bei, ergänzte es aber um leicht elliptische Bahnen (charakterisiert durch die zusätzlichen Quantenzahlen ℓ und m ), um die Feinstruktur des Spektrums einiger Elemente zu erklären. ^{[ 7 ]} Die Elektronen mit der gleichen Hauptquantenzahl ( n ) bildeten enge Bahnen, die eine „Schale“ positiver Dicke bildeten, anstatt der kreisförmigen Bahnen des Bohrschen Modells, dessen Bahnen, die als „Ringe“ bezeichnet wurden, durch eine Ebene beschrieben wurden. ^{[ 8 ]}

Die Existenz von Elektronenschalen wurde erstmals experimentell in den Röntgenabsorptionsstudien von Charles Barkla und Henry Moseley nachgewiesen . Moseleys Arbeit befasste sich nicht direkt mit der Untersuchung von Elektronenschalen, da er beweisen wollte, dass das Periodensystem nicht nach Gewicht, sondern nach der Ladung der Protonen im Atomkern geordnet ist. ^{[ 9 ]} Da jedoch die Anzahl der Elektronen in einem elektrisch neutralen Atom der Anzahl der Protonen entspricht, war diese Arbeit für Niels Bohr von großer Bedeutung, der Moseleys Forschung in seinem Interview von 1962 mehrfach erwähnte. ^{[ 10 ]} Moseley gehörte wie Niels Bohr zur Arbeitsgruppe von Rutherford. Moseley maß die Frequenzen der von jedem Element zwischen Calcium und Zink emittierten Röntgenstrahlung und stellte fest, dass die Frequenzen mit zunehmender Masse der Elemente anstiegen. Dies führte zu der Theorie, dass Elektronen Röntgenstrahlung emittieren, wenn sie auf niedrigere Schalen wechseln. ^{[ 11 ]} Dies führte zu der Schlussfolgerung, dass sich die Elektronen in Kossel-Schalen mit einer bestimmten Anzahl an Elektronen pro Schale befinden, die mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P und Q bezeichnet wurden. ^{[ 4 ] [ 12 ]} Der Ursprung dieser Terminologie liegt im Alphabet. Barkla, der unabhängig von Moseley als Experimentalphysiker auf dem Gebiet der Röntgenspektrometrie arbeitete, beobachtete 1909 erstmals zwei unterschiedliche Arten der Streuung bei der Bestrahlung von Elementen mit Röntgenstrahlen und nannte sie „A“ und „B“. Barkla beschrieb diese beiden Arten der Röntgenbeugung : Die erste war unabhängig vom verwendeten Material und konnte polarisiert werden. Den zweiten Beugungsstrahl nannte er „fluoreszierend“, da er vom bestrahlten Material abhing. ^{[ 13 ]} Damals war die Bedeutung dieser Linien noch unbekannt, doch 1911 vermutete Barkla, dass es Streulinien vor „A“ geben könnte, und begann daher mit „K“. ^{[ 14 ]} Spätere Experimente zeigten jedoch, dass die K-Absorptionslinien von den innersten Elektronen erzeugt werden. Diese Buchstaben entsprechen den n- Werten 1, 2, 3 usw., die im Bohrschen Atommodell verwendet wurden . Sie werden in der spektroskopischen Siegbahn-Notation verwendet .

Die Zuordnung von Elektronen zu Schalen wurde von 1913 bis 1925 von zahlreichen Chemikern und einigen Physikern fortgesetzt. Niels Bohr war einer der wenigen Physiker, die die Arbeit der Chemiker ^{[ 15 ]} zur Definition des Periodensystems fortführten, während Arnold Sommerfeld sich verstärkt mit dem relativistischen Atommodell befasste, das die Feinstruktur der Spektren aus der Perspektive der klassischen Orbitalphysik mithilfe des Atombau- Ansatzes erklären sollte. ^{[ 4 ]} Einstein und Rutherford, die sich nicht mit Chemie befassten, waren sich der Chemiker nicht bewusst, die aus chemischer Sicht Elektronenschalentheorien des Periodensystems entwickelten, wie etwa Irving Langmuir , Charles Bury , J. J. Thomson und Gilbert Lewis . Diese führten Korrekturen an Bohrs Modell ein, beispielsweise eine maximale Elektronenanzahl von zwei in der ersten Schale, acht in der nächsten usw. Sie erklärten die Wertigkeit der äußeren Elektronenschalen und den Aufbau von Atomen durch Hinzufügen von Elektronen zu den äußeren Schalen. ^{[ 16 ] [ 4 ]} Als Bohr 1922 seine Elektronenschalentheorie des Atoms darlegte, gab es daher noch keine mathematische Formel dafür. Rutherford sagte daher, es sei ihm schwergefallen, „sich eine Vorstellung davon zu machen, wie Sie zu Ihren Schlussfolgerungen gelangten“. ^{[ 17 ] [ 18 ]} Einstein sagte über Bohrs Arbeit von 1922: „Seine Elektronenschalen der Atome und ihre Bedeutung für die Chemie erschienen mir wie ein Wunder – und erscheinen mir auch heute noch als Wunder.“ ^{[ 19 ]} Arnold Sommerfeld , der der Atombau- Struktur der Elektronen gefolgt war, im Gegensatz zu Bohr, der mit den Ansichten der Chemiker zur Elektronenstruktur vertraut war, bezeichnete Bohrs Vortrag von 1921 und seinen Artikel von 1922 zum Schalenmodell als „den größten Fortschritt in der Atomstruktur seit 1913“. ^{[ 4 ] [ 20 ] [ 17 ]} Die Entwicklung der Elektronenschalentheorie durch Niels Bohr entsprach jedoch im Wesentlichen der Theorie des Chemikers Charles Rugeley Bury in dessen Arbeit von 1921. ^{[ 21 ] [ 4 ] [ 22 ]}

Im Zuge der Weiterentwicklung der Elektronenschalenstruktur des Sommerfeld-Bohr-Modells führte Sommerfeld drei „Quantenzahlen n , k und m“ ein , die die Größe, die Form und die Richtung der Bahn beschreiben. ^{[ 23 ]} Da k die Boltzmann-Konstante bezeichnet , wurde die Azimutalquantenzahl in ℓ geändert . Mit der Entwicklung der modernen Quantenmechanik auf Basis der Heisenbergschen Matrizenmechanik und der Schrödingergleichung wurden diese Quantenzahlen beibehalten, jedoch in n als Hauptquantenzahl und m als magnetische Quantenzahl geändert .

Die endgültige Form des heute noch gebräuchlichen Elektronenschalenmodells zur Beschreibung der Elektronenanzahl in den Schalen wurde jedoch 1923 von Edmund Stoner entdeckt , der das Prinzip einführte, dass die n -te Schale durch ^{2 (} n² ) beschrieben wird . Darauf aufbauend fügte Wolfgang Pauli 1925, während der Periode der alten Quantentheorie des Sommerfeld-Bohr-Atommodells des Sonnensystems , eine vierte Quantenzahl, den „Spin“, hinzu, um die moderne Elektronenschalentheorie zu vervollständigen. ^{[ 4 ]}

Jede Schale besteht aus einer oder mehreren Unterschalen, die ihrerseits aus Atomorbitalen zusammengesetzt sind . Beispielsweise besitzt die erste (K-)Schale eine Unterschale, das 1s-Orbital; die zweite (L-)Schale zwei Unterschalen, 2s und 2p; die dritte Schale 3s, 3p und 3d; die vierte Schale 4s, 4p, 4d und 4f; die fünfte Schale 5s, 5p, 5d und 5f und kann theoretisch weitere Atome in der 5g-Unterschale aufnehmen, die in der Grundzustands-Elektronenkonfiguration keines bekannten Elements unbesetzt sind. ^{[ 2 ]} Die verschiedenen möglichen Unterschalen sind in der folgenden Tabelle dargestellt:

• Die erste Spalte enthält die „Unterschalenbezeichnung“, eine Kleinbuchstabenbezeichnung für den Unterschalentyp. Beispielsweise ist die „4s-Unterschale“ eine Unterschale der vierten (N-)Schale mit dem in der ersten Zeile beschriebenen Typ (s).
• Die zweite Spalte enthält die Azimutalquantenzahl (ℓ) der Unterschale. Die genaue Definition stammt aus der Quantenmechanik , aber es handelt sich um eine Zahl, die die Unterschale charakterisiert.
• Die dritte Spalte gibt die maximale Anzahl an Elektronen an, die in eine Unterschale dieses Typs eingebaut werden können. Beispielsweise besagt die oberste Zeile, dass jede s-Unterschale (1s, 2s usw.) höchstens zwei Elektronen aufnehmen kann. Jede der folgenden Unterschalen (p, d, f, g) kann vier Elektronen mehr aufnehmen als die vorhergehende.
• Die vierte Spalte gibt an, welche Schalen eine Unterschale dieses Typs besitzen. Betrachtet man beispielsweise die obersten beiden Zeilen, so besitzt jede Schale eine s-Unterschale, während nur die zweite und höhere Schalen eine ap-Unterschale besitzen (d. h., es gibt keine „1p“-Unterschale).
• Die letzte Spalte gibt den historischen Ursprung der Bezeichnungen s, p, d und f an. Sie stammen aus frühen Untersuchungen atomarer Spektrallinien . Die übrigen Bezeichnungen g, h und i sind eine alphabetische Fortsetzung der letzten historisch begründeten Bezeichnung f.

Jede Unterschale darf höchstens 4 ℓ + 2 Elektronen aufnehmen, nämlich:

• Jede s-Unterschale kann höchstens 2 Elektronen aufnehmen.
• Jede p-Unterschale kann höchstens 6 Elektronen aufnehmen.
• Jede d-Unterschale kann höchstens 10 Elektronen aufnehmen.
• Jede f-Unterschale kann höchstens 14 Elektronen aufnehmen.
• Jede g-Unterschale kann höchstens 18 Elektronen aufnehmen.

Daher kann die K-Schale, die nur eine s-Unterschale enthält, bis zu 2 Elektronen aufnehmen; die L-Schale, die eine s- und eine ap-Unterschale enthält, kann bis zu 2 + 6 = 8 Elektronen aufnehmen usw.; allgemein kann die ⁿ - te Schale bis zu 2n² Elektronen aufnehmen. ^{[ 1 ]}

Obwohl diese Formel prinzipiell das Maximum angibt, wird dieses (bei bekannten Elementen) nur für die ersten vier Schalen (K, L, M, N) erreicht . Kein bekanntes Element besitzt mehr als 32 Elektronen in einer Schale. ^{[ 25 ] [ 26 ]} Dies liegt daran, dass die Unterschalen nach dem Aufbauprinzip aufgefüllt werden . Die ersten Elemente mit mehr als 32 Elektronen in einer Schale würden zum g-Block der 8. Periode des Periodensystems gehören . Diese Elemente hätten einige Elektronen in ihrer 5g-Unterschale und somit mehr als 32 Elektronen in der O-Schale (fünfte Hauptschale).

Obwohl manchmal behauptet wird, dass alle Elektronen einer Schale die gleiche Energie besitzen, handelt es sich dabei um eine Näherung. Die Elektronen innerhalb einer Unterschale haben jedoch tatsächlich exakt das gleiche Energieniveau, wobei spätere Unterschalen pro Elektron mehr Energie aufweisen als frühere. Dieser Effekt ist so ausgeprägt, dass sich die Energiebereiche der Schalen überlappen können.

Die Besetzung der Schalen und Unterschalen mit Elektronen erfolgt von den energieärmeren zu den energiereicheren Unterschalen. Dies folgt der n + ℓ-Regel , auch bekannt als Madelung-Regel. Unterschalen mit einem niedrigeren n + ℓ -Wert werden vor solchen mit höheren n + ℓ -Werten besetzt . Bei gleichen n + ℓ -Werten wird die Unterschale mit dem niedrigeren n- Wert zuerst besetzt.

Aus diesem Grund sind die späteren Schalen über weite Bereiche des Periodensystems besetzt. Die K-Schale füllt die erste Periode (Wasserstoff und Helium), die L-Schale die zweite (Lithium bis Neon). Die M-Schale beginnt sich jedoch erst bei Natrium (Element 11) zu füllen, ist aber erst bei Kupfer (Element 29) vollständig besetzt . Die N-Schale ist noch langsamer: Sie beginnt sich erst bei Kalium (Element 19) zu füllen, ist aber erst bei Ytterbium (Element 70) vollständig besetzt . Die O-, P- und Q-Schalen beginnen sich bei den bekannten Elementen ( Rubidium , Cäsium bzw. Francium ) zu füllen, sind aber selbst beim schwersten bekannten Element, Oganesson (Element 118), noch nicht vollständig besetzt.

Die folgende Liste enthält die Elemente geordnet nach steigender Ordnungszahl und zeigt die Anzahl der Elektronen pro Schale. Auf den ersten Blick lassen sich in den Teilmengen der Liste deutliche Muster erkennen. Insbesondere jede Gruppe von fünf Elementen (  elektrisch blau ) vor jedem Edelgas (Gruppe 18,  (gelb ) schwerer als Helium haben aufeinanderfolgende Anzahlen von Elektronen in der äußersten Schale, nämlich drei bis sieben.

Eine Sortierung der Tabelle nach chemischen Gruppen offenbart weitere Muster, insbesondere in Bezug auf die beiden äußersten Schalen. (Die Elemente 57 bis 71 gehören zu den Lanthaniden , während 89 bis 103 zu den Actinoiden zählen .)

Die folgende Liste entspricht im Wesentlichen dem Aufbauprinzip . Es gibt jedoch einige Ausnahmen; beispielsweise besitzt Palladium (Ordnungszahl 46) im Gegensatz zu anderen Atomen mit niedrigerer Ordnungszahl keine Elektronen in der fünften Schale. Die Elemente jenseits von 108 haben so kurze Halbwertszeiten , dass ihre Elektronenkonfigurationen noch nicht bestimmt wurden; daher wurden stattdessen Vorhersagen eingefügt.

• Periodensystem (Elektronenkonfigurationen)
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• 18-Elektronen-Regel
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