Aufbau des Atoms: Woraus besteht ein Atom

Das Atom ist das kleinste Teilchen eines chemischen Elements, das dessen Eigenschaften behält. Sein Aufbau ist einfacher, als man denkt — es gibt nur zwei „Bauteile“:

• Der Kern ist das Zentrum des Atoms. In ihm wohnen zwei Arten von Teilchen: die positiven Protonen und die neutralen Neutronen. Der Kern ist unvorstellbar klein — etwa 100 000-mal kleiner als das ganze Atom —, doch in ihm stecken mehr als 99,9 % der Masse.
• Die Elektronenhülle ist der gesamte übrige Raum des Atoms, in dem sich die leichten, negativen Elektronen um den Kern bewegen.

Vergrößerte man ein Atom auf die Größe eines Stadions, wäre der Kern eine Erbse in der Mitte des Spielfelds — alles andere ist die „fast leere“ Elektronenhülle.

Alle Atome des Universums sind aus nur drei Teilchenarten aufgebaut — nur ihre Anzahl unterscheidet sich. Am besten vergleicht man die Teilchen anhand von drei Merkmalen: Ladung, Masse und „Wohnort“.

Proton und Neutron haben fast die gleiche Masse — jeweils etwa 1 u (atomare Masseneinheit). Das Elektron ist rund 1836-mal leichter, deshalb wird seine Masse beim Rechnen vernachlässigt. Die Ladungen von Proton und Elektron sind dagegen betragsgleich und entgegengesetzt: Solange ein Atom genauso viele Protonen wie Elektronen hat, ist es elektrisch neutral.

Die Zusammensetzung jedes Atoms wird durch zwei Zahlen beschrieben:

• Die Ordnungszahl Z (Kernladungszahl) ist die Anzahl der Protonen im Kern. Sie ist zugleich die Nummer des Elements im Periodensystem: Nr. 1 ist Wasserstoff (1 Proton), Nr. 8 Sauerstoff (8 Protonen), Nr. 79 Gold (79 Protonen). Deshalb ist im Planetenmodell des Atoms die Zahl der Protonen im Kern gleich der Zahl der Elektronen: Das Atom ist neutral, auf jedes Proton kommt genau ein Elektron.
• Die Massenzahl A ist die Gesamtzahl der Teilchen im Kern: \(A = Z + N\), wobei N die Neutronenzahl ist. Daraus folgt die wichtigste Arbeitsformel für Schulaufgaben: \(N = A - Z\).

Die Zusammensetzung eines Atoms schreibt man so: \(^{A}_{Z}\text{X}\). Zum Beispiel ist \(^{35}_{17}\text{Cl}\) Chlor mit 17 Protonen und 35 − 17 = 18 Neutronen. Der Spickzettel unten fasst das ganze Verfahren in drei Zeilen zusammen.

Elektronen fliegen nicht wahllos um den Kern: Sie sitzen auf Energieniveaus (Schalen). Je weiter eine Schale vom Kern entfernt ist, desto mehr Elektronen fasst sie — das Maximum berechnet man mit der Formel \(2n^2\):

• 1. Schale — höchstens 2 Elektronen;
• 2. Schale — höchstens 8;
• 3. Schale — höchstens 18;
• 4. Schale — höchstens 32.

Die Schalen werden der Reihe nach gefüllt, von innen nach außen. Beim Sauerstoff (Z = 8) verteilen sich die Elektronen zum Beispiel als 2, 6; beim Natrium (Z = 11) als 2, 8, 1; beim Chlor (Z = 17) als 2, 8, 7. Die Elektronen der äußersten Schale heißen Valenzelektronen — sie nehmen an chemischen Reaktionen teil und bestimmen die Eigenschaften des Elements.

Auch die Zahl der Schalen verrät das Periodensystem: Sie entspricht der Nummer der Periode, in der das Element steht. In höheren Klassenstufen werden die Schalen zusätzlich in die Unterniveaus s, p, d, f unterteilt, und man schreibt Elektronenkonfigurationen — beim Sauerstoff etwa 1s²2s²2p⁴.

Die Protonenzahl eines Elements lässt sich nicht ändern: Füge dem Kern ein Proton hinzu — und es entsteht ein anderes Element. Die Zahl der Neutronen kann dagegen variieren. Isotope sind Atome desselben Elements mit gleichem Z, aber unterschiedlicher Neutronenzahl — und damit unterschiedlicher Massenzahl A.

Das klassische Beispiel ist Wasserstoff mit seinen drei Isotopen: Protium \(^{1}_{1}\text{H}\) (ganz ohne Neutronen), Deuterium \(^{2}_{1}\text{H}\) (1 Neutron) und Tritium \(^{3}_{1}\text{H}\) (2 Neutronen). Chemisch sind Isotope kaum zu unterscheiden: In Reaktionen spielen die Elektronen die Hauptrolle, und davon haben Isotope gleich viele.

Gerade wegen der Isotope sind die Atommassen im Periodensystem Kommazahlen: Sie sind der gewichtete Mittelwert über alle natürlichen Isotope des Elements. Beim Chlor etwa 35,45 — weil natürliches Chlor ein Gemisch aus Chlor-35 und Chlor-37 ist.

Das Wort „Atom“ stammt vom griechischen atomos — „unteilbar“: So stellte es sich schon Demokrit vor, und Anfang des 19. Jahrhunderts baute John Dalton auf der Idee des unteilbaren Atoms die erste wissenschaftliche Theorie auf. Doch die Entdeckungen um die Wende zum 20. Jahrhundert zeigten: Das Atom hat einen inneren Aufbau.

• 1897 — Thomsons Modell („Rosinenkuchenmodell“). J. J. Thomson entdeckte das Elektron und vermutete, die Elektronen steckten in einer positiv geladenen „Masse“ wie Rosinen im Kuchen.
• 1911 — Rutherfords Planetenmodell. Beim Beschuss einer Goldfolie mit Alphateilchen entdeckte Ernest Rutherford, dass fast die gesamte Masse und die gesamte positive Ladung in einem winzigen Kern zusammengedrängt sind, während die Elektronen ihn umkreisen wie Planeten die Sonne.
• 1913 — Bohrs Modell. Niels Bohr präzisierte: Elektronen bewegen sich nicht auf beliebigen, sondern auf streng festgelegten Bahnen mit fester Energie — so entstanden die Energieniveaus.
• 1920er — das quantenmechanische Modell. Die moderne Physik beschreibt das Elektron nicht als Kügelchen auf einer Bahn, sondern als Elektronenwolke — einen Raumbereich, in dem das Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit anzutreffen ist.

Das Planetenmodell mit Schalen (wie im Schema oben) benutzt die Schulchemie bis heute: Zum Zählen der Teilchen und Verteilen der Elektronen reicht seine Genauigkeit völlig aus.