Atombau - Schalenmodell

ATOMBAU

Schalenmodell

	Das Schalenmodell ist keine Theorie zum Aufbau von Atomen! Es ist eine einfache Vorstellung um zu erklären, wie die Elektronen der Atome zu chemischen Bindungen benutzt werden. Der Aufbau des Atomkerns ist dabei unwichtig.
	DIES IST EIN VORGRIFF AUF CHEMISCHE BINDUNGEN! Eventuell auch noch zusätzlich lesen: Kapitel Strichformeln!

Wir nehmen an, dass die Elektronen um einen Kern in Schalen angeordnet sind. Die innerste Schale darf 2 Elektronen enthalten. Die 2. Schale enthält bis zu 8 Elektronen. Die höheren Schalen enthalten noch mehr Elektronen: die n. Schale kann bis zu 2 n² Elektronen aufnehmen. Dabei ist eine Aufteilung sinnvoll: Ab der 3. Schale wird in eine äußere Schale unterteilt, die 8 Elektronen aufnehmen kann, und eine innere Schale für die restlichen Elektronen.

Für chemische Bindungen ist jeweils die äußerste Schale wichtig. Diese nennt man die "Valenzschale" und die darin vorhandenen Elektronen die "Valenzelektronen". Der Aufbau von Verbindungen aus Atomen ist dann durch eine einfache Merkregel beschrieben: die "Oktettregel" bedeutet, dass eine vollbesetzte Valenzschale erreicht werden soll. Außer für die 1. Schale mit 2 Elektronen haben wir dann jeweils 8 Elektronen - daher der Name Oktettregel.

Mit den später entwickelten Theorien ist diese einfache Vorstellung erklärbar: "Schalen" bezieht sich auf die Hauptquantenzahl (n in den späteren exakten Theorien). Die "Valenzschale" enthält die s- und p-Elektronen, und dies sind genau 2 für die 1. Schale und 8 für alle folgenden Schalen. Auch in den späteren Theorien folgt für voll besetzte Valenzschalen eine besondere Stabilität. Im Gegensatz zum einfachen Schalenmodell können ab der 3. Schale sich auch die "inneren Schalen" an Bindungen beteiligen! Das Schalenmodell und die Oktettregel erklären also nichts und beschreiben den Atomaufbau nicht, sind aber eine nützliche Regel, um die Struktur einfacher Verbindungen herzuleiten.

REGEL: In Verbindungen versucht jedes Atom möglichst eine Oktettschale zu erreichen (für H eine Zweierschale).
Dazu werden Elektronen zwischen den Partnern ausgetauscht. (Dies führt zur salzartigen Bindung) Wenn der Austausch nicht möglich ist, werden Elektronen gemeinsam so benutzt, dass jedes Atom formal eine Oktettschale bekommt. (Dies führt zur Atombindung - bzw. kovalenten Bindung)

Beispiel 1: Lithium und Fluor bilden die Verbindung Lithiumfluorid. Wie ist das erklärbar?


Li hat 3 Elektronen, 2 in der 1. Schale, 1 in der 2. Schale (Valenzschale)	F hat 9 Elektronen, 2 in der 1. Schale, 7 in der 2. Schale (Valenzschale)	Das Li-Atom gibt 1 Elektron ab. Es entsteht das Li⁺-Kation. Das F-Atom nimmt 1 Elektron auf. Es entsteht das F^-Anion.
Für Lithium und Fluor sind jetzt jeweils vollbesetzte Schalen entstanden. (Vollbesetzte 1. Schale für Li⁺; dies ist jetzt die äußerste Schale - damit ist die "Valenzschale" jetzt vollbesetzt. Mit einem Oktett voll besetzte 2. Schale für F^-) Es bildet sich das stabile Salz LiF, aufgebaut aus den beiden Ionen Li⁺ und F^-.

Beispiel 2: Zwei Wasserstoffatome bilden das Molekül H₂


H-Atom mit 1 Elektron	2 H-Atome teilen sich die Elektronen
Formal liegt jetzt an jedem H eine vollbesetzte Zweierschale vor. Das gemeinsam benutzte Elektronenpaar wird durch einen Bindungsstrich symbolisiert. H₂ ist ein Molekül H-H.

{Zeichnen Sie selbst, dass so 2 Fluoratome sich ein Elektron teilen können und 2 vollbesetzte Oktettschalen entstehen. F₂ ist ein Molekül F-F.}

Beispiel 3: Wasser H₂O (tatsächlicher Aufbau = gewinkeltes Molekül; hier linear gezeichnet)


H-Atom	O-Atom 6 Elektronen in der Valenzschale	O teilt sich 1 Elektronenpaar mit je einem Partner H. Für jedes Atom liegt eine vollbesetzte Valenzschale vor.

Formelschreibweise:	In einer erweiterten Formelschreibweise wird ein geteiltes Elektronenpaar als Bindungsstrich gezeichnet. Die dann an einem Atom verbleibenden Elektronenpaare werden als "freie Elektronenpaare" gezeichnet.

Beispiel 4: Natrium-Metall


Na hat 11 Elektronen, davon 1 in der Valenzschale	Na gibt 1 Elektron ab, es entsteht das Kation Na⁺(und ein freies Elektron)

Ein Metall wird dann so erklärt: Es liegen Na⁺-"Atomrümpfe" vor, die freien Elektronen bilden gemeinsam ein "Elektronengas".

Beispiel 5: Schwefeltrioxid SO₃ (Es gibt ein gasförmiges Molekül SO₃, im Festkörper ist die Struktur komplizierter.)


O und S haben jeweils 6 Valenzelektronen	Formal können wir ein Molekül "basteln". S und O haben damit jeweils 2 gemeinsame Elektronenpaare, indem sie sich 4 Elektronen teilen.	Das ist die Strichformel dazu, gezeichnet nach den Regeln des Schalenmodells.
An der Strichformel überprüfen wir die Gültigkeit der Oktettregel. (Die freien Elektronenpaare und alle Elektronen der Bindung werden dabei für 1 Atom mitgezählt.)

Für O ist die Oktettregel jeweils erfüllt.	Am S haben wir aber insgesamt 12 Elektronen! Die Oktettregel ist verletzt!
Für kovalente Verbindungen mit Elementen, die ab der 3. Valenzschale Elektronenpaare teilen, gilt die Oktettregel nicht mehr! Das Schalenmodell liefert zwar noch eine brauchbare Strichformel, aber die wahren Bindungsverhältnisse sind unklar.

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