1.2 Atommodell
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II. Molekularbiologie
1.0 Grundlagen
1.2 Atommodell
Die Erkenntnis, daß Atome aus einem Kern bestehen, um den herum in einem nahezu leeren Raum Elektronen kreisen, gewann bereits 1911 E. RUTHERFORD bei einem Versuch, bei dem er eine dünne Goldfolie mit α-Teilchen beschoß und die Teilchen, die diese Folie durchdringen konnten, mit einem sich beim Auftreffen von α-Teilchen schwarz färbenden Fotofilm sichtbar machte. RUTHERFORD folgerte, daß wenn viele der α-Teilchen ungehindert mehrere 1.000 Atome Gold durchdringen können, die Atome aus einem fast leeren Raum bestehen. Durch Analyse und Berechnungen zu den wenig abgelenkten α-Teilchen stellte er fest, daß sich die schweren und positiv geladenen Teilchen im Kern befinden müssen und um ihn herum – in einem verhältnismäßig riesigen Raum mit tausendfachem Durchmesser der Atomkerne (10⁻ⁱ⁰ m) – die winzigen, negativ geladenen Elektronen kreisen (Kern-Hüllen-Modell).
N. BOHR nutzte den Effekt, daß die Elektronen im Atom bei Energiezufuhr einen bestimmten Energiebetrag aufnehmen können und diesen nach kurzer Zeit (ca. 10⁻⁸ s) wieder abgeben. Durch vielfache Auswertung solcher Experimente gelang es ihm 1913 im Kern-Schalen-Modell den Aufbau der Atomschale näher zu beschreiben. Die Grundaussage war, daß sich die Elektronenhülle der Atome in Schalen gliedert, die nach bestimmten Regeln besetzt werden:
- Elemente besitzen im Grundzustand 7 Elektronenschalen, die die sog. Hauptquantenzahlen 1 bis 7 erhalten (kernnah bis kernfern)
- Jede dieser Schalen ist nur imstande 2n² Elektronen aufzunehmen, wobei n die Hauptquantenzahl darstellt.
- Die letzte und damit äußerste Schale kann nur maximal 8 Elektronen, die sog. Außen- oder Valenzelektronen, aufnehmen (Oktettregel).
- Zunächst wird die äußere Schale mit 2 Valenzelektronen besetzt, bevor die inneren Schalen aufgefüllt werden.
- Die Auffüllung der Schalen erfolgt mit zunehmender Energie von innen nach außen.
Auch das zur Erklärung des Zustandekommens biochemischer Bindungen wichtige Orbitalmodell beschreibt im Vorherigen nur Änderungen in Bezug auf die Verteilung der Elektronen. Der Physiker M. BORN griff 1928 zur weiteren Verfeinerung des Atommodells auf das erweiterte Atommodell nach BOHR zurück. Danach untergliedern sich die Hauptenergieniveaus (Schalen, Quantenzahlen) in weitere Aufenthaltswahrscheinlichkeitsräume für Elektronen, die Unterenergieniveaus (Nebenquantenzahlen), was bedeutet, daß die Elektronen in einer Schale energetisch unterschiedlich sind. Es werden folgende Unterniveaus unterschieden:
maximale Anzahl an
|
Anzahl
|
Schreibweise
|
s-Elektronen
|
2
|
s²
|
p-Elektronen
|
6
|
p⁶
|
d-Elektronen
|
10
|
dⁱ⁰
|
f-Elektronen
|
14
|
fⁱ⁴
|
Tab. 1: Unterenergieniveaus (Unterschalen) und ihre mögliche Elektronenaufnahme
- Es gibt insgesamt 4 verschiedene Unterenergieniveaus, die auf unterschiedlichen Hauptenergieniveaus auftauchen können und maximal mit der angegebenen Zahl an Elektronen besetzt werden können.
Die Schalen werden dabei in Reihenfolge steigender Energie besetzt:
Abb. 2: Besetzung der Unterenergieniveaus mit steigender Energie
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