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Der dänische Physiker Niels Bohr entwickelte die Vorstellung von Rutherford über den Aufbau der Atome weiter, indem er die Anordnung der Elektronen in der Atomhülle untersuchte. Bringt man Natriumverbindungen in die Flamme eines Bunsenbrenners, so beobachtet man eine gelbe Flammenführung. Diese Flammenfarbe wird durch angeregte Natrium-Atome hervorgerufen. Elektronen nehmen Energie in Form von Wärme auf und gehen in einen angeregten, energiereichen Zustand über. Kurze Zeit später kehren sie in den Ausgangszustand zurück. Dabei wird die aufgenommene Energie in Form von Licht abgestrahlt. Betrachtet man das emittierte (= ausgesendete) Licht mit einem Spektroskop, so erkennt man dünne Linien mit verschiedenen Farben (= Linienspektrum eines Atoms). Diese Farben entsprechen ganz bestimmten Energiebeträgen oder Quanten. Elektronen können also nur zwischen diesen ganz bestimmten Energiestufen durch Aufnahme oder Abgabe von Energie wechseln.

Ausgehend von diesen Erkenntnissen und weiteren Experimenten entwickelte Bohr folgende Vorstellung über die Anordnung der Elektronen in der Atomhülle: Die Elektronen in der Atomhülle bewegen sich um den Atomkern auf definierten, stabilen Bahnen. Diese Bahnen entsprechen einem bestimmten Energieniveau des Elektrons. Je weiter eine Energiestufe vom Kern entfernt ist, desto energiereicher ist diese Energiestufe. Jede Energiestufe wird durch die sogenannte Hauptquantenzahl n gekennzeichnet. Die Hauptquantenzahl n der energieärmsten Energiestufe, die dem Atomkern am nächsten ist, erhielt den Wert 1, die nächsthöhere Energiestufe den Wert 2 usw.

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Anordnung der Elektronen auf den Energiestufen

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Anordnung der Elektronen auf den Energiestufen

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In der Energiestufe mit der Hauptquantenzahl n = 1 können sich maximal 2 Elektronen befinden. In der Energiestufe mit der Hauptquantenzahl n = 2 können sich maximal 8 Elektronen befinden; in der folgenden Energiestufe (n = 3) maximal 18 Elektronen.

(Merke: Die maximale Anzahl an Elektronen auf einer Energiestufe mit der Hauptquantenzahl n beträgt 2 n(2))

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Besetzung der einzelnen Energiestufe mit Elektronen

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Besetzung der einzelnen Energiestufe mit Elektronen

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Die Besetzung der verschiedenen Energiestufen beginnt immer mit der energieärmsten Energiestufe, also der Energiestufe mit der Hauptquantenzahl n = 1. Ist diese Energiestufe mit zwei Elektronen voll besetzt, wird erst die nächste höhere Energiestufe mit Elektronen gefüllt. Bevor mit der Besetzung einer höheren Energiestufe begonnen wird, muss die tiefere Energiestufe voll besetzt sein. Die Festlegung der Besetzung der Energiestufen wird Aufbauregel genannt.

Die Anordnung der Elektronen auf den Energiestufen der Atomhülle wird als Elektronenkonfiguration bezeichnet.

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Die Elektronen der höchstbesetzten Energiestufen werden Außenelektronen oder Valenzelektronen genannt. Sie sind entscheidend für das unterschiedliche Reaktionsverhalten der Atome.

Merke: Die Anzahl der Elektronen auf der höchstbesetzten Energiestufe, bestimmt die Anzahl der Valenzelektronen.

Um die Zahl der Valenzelektronen eines Atoms zu veranschaulichen, gibt man die Elektronen als Punkte um das Elementsymbol des Atoms an. Zur Vereinfachung werden häufig zwei Elektronen zu einem Elektronenpaar zusammengefasst, das mit einem Strich symbolisiert wird. Diese Schreibweise bezeichnet man als Valenzstrichschreibweise.

Die Anzahl der Valenzelektronen, die ein Atom besitzt, kann dem Periodensystem der Elemente entnommen werden. Die römische Ziffer über den Elementsymbol gibt die Anzahl der Valenzelektronen an:

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Die Edelgase Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon reagieren sehr selten mit anderen Atomen, sie sind reaktionsträge. Alle Edelgase mit Ausnahme von Helium (2 Valenzelektronen) besitzen 8 Valenzelektronen. Diese Anzahl an Valenzelektronen in der höchst besetzten Energiestufe stellt einen stabilem, energiearmen Zustand dar.

Alle Atome streben danach, in chemischen Reaktionen diesen Edelgaszustand, also 8 Elektronen in der höchst besetzten Energiestufe, zu erreichen. 8 Valenzelektronen werden als Elektronenoktett bezeichnet. Eine Ausnahme bildet Helium, das nur zwei Valenzelektronen besitzt, ein sog. Elektronendublett. Die Atome des Periodensystems erreichen durch Übergang von Elektronen von einem Atom zu einem anderen Atom die stabile Edelgaskonfiguration. Für die Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen spielen energetische Aspekte eine Rolle. Die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Valenzelektron von einem Atom zu entfernen bezeichnet man als Ionisierungsenergie.

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https://learningapps.org/display?v=pzrv0fto521

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https://www.studienkreis.de/chemie/atomhuelle-schalenmodell/
https://studyflix.de/chemie/bohrsches-atommodell-1833
https://de.wikipedia.org/wiki/Niels_Bohr
https://www.chemie.de/lexikon/Valenzelektron.html
https://studyflix.de/chemie/valenzelektronen-2798
https://de.serlo.org/chemie/152450/edelgaszustand
https://www.chemie.de/lexikon/Edelgaszustand.html
https://www.studienkreis.de/chemie/atomhuelle-schalenmodell/