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Atom

 

[griechisch átomos »unteilbar«; »unteilbarer Urstoff«] das, -s/-e,

 

 1) Chemie und Physik: ein elektrisch neutrales Teilchen, das die kleinste, mit chemischen Mitteln nicht, wohl aber mit physikalischen Mitteln noch weiter zerlegbare Einheit eines chemischen Elements ist und dessen Struktur die chemischen und physikalischen Eigenschaften des Elements bestimmt: Ein Atom besteht aus einem sehr kleinen, positiv elektrisch geladenen Atomkern (Durchmesser einige 10^-14 m), der fast die gesamte Masse des Atoms enthält (Kern), und einer ihn umgebenden Atomhülle (Elektronenhülle), die aus Elektronen aufgebaut ist. Es gibt so viele verschiedene Atomarten, wie es natürliche und künstliche chemische Elemente gibt. Die Zugehörigkeit eines Atoms zu einem bestimmten Element wird durch die mit der Ordnungszahl des Elements übereinstimmende Anzahl der positiv elektrisch geladenen Protonen im Kern, die Protonen- oder Kernladungszahl Z, bestimmt. Die positive Gesamtladung des Kerns wird von den negativen Elementarladungen einer gleich großen Anzahl von Elektronen in der Atomhülle kompensiert, sodass die Atome nach außen elektrisch neutral wirken. Durch Abtrennen (z. B. bei Zusammenstößen mit energiereichen Teilchen) oder durch Aufnehmen (Einfangen) von Elektronen entstehen elektrisch positiv beziehungsweise negativ geladene Ionen, die andere chemische und physikalische Eigenschaften als die neutralen Atome haben. Mehrere gleiche oder verschiedene Atome (oder Ionen) können sich durch chemische Bindung unter Umlagerung ihrer Elektronenhüllen zu Molekülen, den kleinsten Einheiten einer chemischen Verbindung, zusammenschließen, in sehr großer Anzahl durch Kohäsion auch zu den verschiedenen Formen der Materie im festen oder flüssigen Aggregatzustand, insbesondere zu Kristallen. Die chemischen Eigenschaften der Stoffe beruhen im Wesentlichen auf der Struktur der Elektronenhüllen ihrer Atome und Moleküle. Der Aggregatzustand eines Stoffes wird hingegen v. a. durch die Dichte (Anzahl), den mittleren Abstand und die Wechselwirkung der Atome und Moleküle bestimmt. Bei allen Elementen sind unabhängig vom Aggregatzustand in einem Mol stets N_A ≈ 6,022 · 10²³ Atome enthalten (Avogadro-Konstante). Auf die Volumeneinheit bezogen, ergeben sich je nach Aggregatzustand Werte sehr verschiedener Größenordnung: Ein cm³ Kupfer z. B. enthält 8,46 · 10²² Atome, während in einem cm³ Luft unter Normalbedingungen »nur« 5,38 · 10¹⁹ Atome enthalten sind. Da die Atomhülle nach außen hin nicht scharf abgrenzbar ist, kann man einem Atom nur einen ungefähren Durchmesser zuordnen: Aus dem in unterschiedlicher Weise bestimmten Atomvolumen erhält man je nach Atomart Werte zwischen 0,08 und 0,3 nm. Die alltägliche Erfahrung führt gelegentlich bis nahe an die Grenze der Teilbarkeit der Materie: Seifenhäute oder dünne Ölfilme auf Flüssigkeitsoberflächen können monomolekulare Dicke haben. Die Definition der Atome als kleinste Teile eines chemischen Elements bedeutet nicht die Unteilbarkeit im Sinn des antiken Atombegriffs (Atomismus), sondern besagt lediglich, dass die Teile eines Atoms nicht mehr die charakteristischen Eigenschaften haben, die das chemische Verhalten des Elements bestimmen.

 

Fast zu jeder Atomart (mit Ausnahme der anisotopen Elemente) gehören mehrere Sorten von Atomen unterschiedlicher Masse; sie bilden die als Isotope und zum Teil als exotische Atome bezeichneten Nuklide des betreffenden Elements. Die Atome dieser Isotope enthalten im Kern zwar gleich viele Protonen, jedoch unterschiedlich viele, geringfügig schwerere, aber ungeladene Neutronen. Die Isotope haben zwar gleiche Kernladungs- oder Ordnungszahl, aber verschiedene Massenzahlen A (Summe aus Protonenzahl Z und Neutronenzahl N) und damit verschiedene absolute Atommassen. Diese beträgt beim leichtesten Isotop (¹H) des Wasserstoffs 1,67343 · 10^-24 g; alle übrigen Atommassen erhält man durch Multiplikation der jeweiligen relativen Atommasse mit der atomaren Masseneinheit.

 

Die bei den Isotopen eines Elements unterschiedliche Atommasse macht sich bei den chemischen und den meisten physikalischen Eigenschaften der Atome (abgesehen von kleinen Isotopieeffekten) kaum bemerkbar. Jedoch verwandeln sich bei einigen Isotopen verschiedener natürlicher Elemente sowie bei allen künstlich erzeugten Nukliden (v. a. bei jenen der nur künstlich herstellbaren Elemente, besonders der Transurane) allmählich die Atomkerne unter Emission atomarer Teilchen und unter Energieabgabe in Kerne einer anderen Ordnungszahl und damit eines anderen Nuklids (Radioaktivität, Radionuklide).

 

Die Atome eines Elements können sich im festen Aggregatzustand infolge der zwischen ihnen wirksamen Anziehungskräfte in mehr oder weniger regelmäßiger periodischer Folge zu einem Kristallgitter anordnen (Abstände in der Größenordnung 0,1 nm). Sie führen dabei fortwährend kleine Schwingungen um die Gitterpunkte (ihre Gleichgewichtslagen) aus, die umso stärker werden, je mehr Energie ihnen (in Form von Wärme) zugeführt wird (Gitterschwingungen). - In Flüssigkeiten geht (trotz ungefähr gleich großer mittlerer Atomabstände) infolge zu großer Amplitude dieser Wärmeschwingungen die in allen drei Raumrichtungen periodische Kristallstruktur verloren, obgleich auch hier noch eine gewisse Ordnung feststellbar ist. Die Atome sind zwar leicht gegeneinander verschiebbar, die zwischen ihnen wirksamen Bindungskräfte sind aber auch hier noch so groß, dass Seifenblasenhäute und dünne Ölfilme auf Flüssigkeitsoberflächen z. B. auch dann noch zusammenhängend bleiben, wenn sie monoatomare oder monomolekulare Dicke haben. - In Gasen bewegen sich die Atome, wenn man von fortwährend erfolgenden Zusammenstößen absieht, völlig frei und ungeordnet; ihr mittlerer Abstand beträgt unter Normalbedingungen etwa 3 nm.

 

 Experimentelle Nachweise der Atome

 

Einen Hinweis auf die Existenz kleinster chemischer Einheiten lieferten im Bereich der makroskopischen Erfahrung die daltonschen Gesetze, nach denen sich chemische Elemente nur in wenigen, für die einzelnen Elemente kennzeichnenden Gewichtsverhältnissen verbinden. Diese zu Beginn des 19. Jahrhunderts aufgestellten Gesetze sind unter der Voraussetzung einer homogenen, beliebig unterteilbaren Materie kaum verständlich, folgen jedoch unmittelbar aus der Annahme eines atomistischen Aufbaues der chemischen Elemente. Weitere Hinweise auf die Existenz der Atome lieferten die Ergebnisse der Untersuchungen auf dem Gebiet der Elektrolyse (z. B. die Faraday-Gesetze), die gleichzeitig auf die Existenz einer elektrischen Elementarladung hindeuteten, und die kinetische Gastheorie mit ihrer einfachen Erklärung des Gasdrucks durch Stöße der Gasatome: Durch sie werden die Temperaturabhängigkeit des Gasdrucks, die Wärmeleitung, Diffusion und innere Reibung der Gase sowie die Brownsche Molekularbewegung verständlich. Die kinetische Theorie der Gase hängt eng mit der mechanischen Theorie der Wärme zusammen, in der die Energieform »Wärme« als ungeordnete, mit wachsender Temperatur zunehmende Bewegung, Rotation oder Schwingung der Atome und Moleküle aufgefasst wird. Die atomare Struktur der festen Stoffe, insbesondere der periodische, regelmäßige Aufbau der Kristalle, folgt aus den Interferenzerscheinungen, die beim Durchleuchten mit Röntgenstrahlen beobachtet werden. Statt Röntgenstrahlen kann man auch Teilchenstrahlen verwenden, z. B. Elektronen oder Neutronen, die wegen ihrer Wellennatur (Welle-Teilchen-Dualismus) beim Durchgang durch das von den Atomen gebildete Gitter des Kristalls ebenfalls Beugungserscheinungen hervorrufen. Aus den Beugungsbildern kann auf den Abstand der Atome im Kristall geschlossen und daraus, sowie aus dem Gewicht des Kristalls, das Gewicht der einzelnen Atome errechnet werden. Die Anzahl der Atome je Mol, die Avogadro-Konstante N_A, kann auf mehrere unabhängige Weisen bestimmt werden. Dass sich dabei für N_A stets der gleiche Zahlenwert ergibt, kann als weiterer Nachweis der atomaren Struktur der Materie betrachtet werden. Einen direkten Nachweis der Atome sowie Erkenntnisse über ihren Aufbau und ihre Eigenschaften lieferten u. a. die Bahnspuren sehr schneller atomarer Teilchen in Nebel-, Blasen- und Funkenkammern sowie deren Registrierung mit Teilchenzählern, die Massenspektroskopie und die Streuung von Teilchenstrahlen in Materie. Mithilfe von Atomkraftmikroskopen (Rastermikroskope) kann die Lage einzelner Atome auf Oberflächen sichtbar gemacht werden.

 

 Atomstruktur

 

Während man sich in den Anfängen der wissenschaftlichen Atomtheorie und der kinetischen Gastheorie die Atome noch als kleine, massive, mehr oder weniger starre Kügelchen vorstellte und annahm, dass diese wirklich unteilbar seien, lassen verschiedene physikalische Erscheinungen (Elektrolyse, Gasentladungen, Kathodenstrahlen u. a.) erkennen, dass man von den Atomen Elektronen abtrennen kann, also Elektronen in den Atomen vorkommen müssen. Die Radioaktivität zeigt außerdem, dass die Atome und mit ihnen die Elemente physikalisch nicht unveränderlich sind. Weitere Experimente, v. a. die Streuung von Kathodenstrahlen (P. Lenard, 1903) und Alphastrahlen (E. Rutherford, 1906 und 1911) beim Durchgang durch dünne Metallfolien, lassen erkennen, dass im Allgemeinen die Atome sowohl von schnellen Elektronen als auch von Alphateilchen durchquert werden, ohne dass diese Teilchen eine starke Ablenkung erfahren; sie zeigen aber auch, dass die Atome einen positiv elektrisch geladenen Atomkern enthalten, der sich im Zentrum einer aus Elektronen gebildeten Atomhülle (Elektronenhülle) befindet und dessen Durchmesser etwa 10^-14 m beträgt, also 10⁴- bis 10⁵-mal kleiner ist als der des Atoms selbst. Trotz seiner so geringen Ausdehnung sind im Kern wegen des beträchtlichen Massenunterschieds zwischen den Kernbausteinen (den Nukleonen) und den Elektronen über 99,9 % der Masse des Atoms vereinigt. Der Kern besitzt daher die ungeheuer große Massendichte von etwa 1,4 · 10¹⁴ g/cm³ (Kernmaterie). Andererseits zeigt die Fülle der mit der Spektroskopie erhaltenen Spektrallinien der verschiedenen Atomspektren, die bei Anregung der Atome von diesen emittiert werden, dass sich die Elektronen in den Atomen in gewissen stationären Bewegungszuständen unterschiedlicher Energie - den Energiezuständen eines Atoms - befinden müssen und zwischen solchen Zuständen übergehen können, wobei die Atome ganz bestimmte Energiemengen aufnehmen oder sie in Form von Lichtquanten (Photonen) bestimmter Energie und damit bestimmter Frequenz wieder abgeben. Der direkte Nachweis dieser diskreten Energieniveaus der Atome erfolgte 1913 durch Elektronenstoßversuche von J. Franck und G. Hertz (Franck-Hertz-Versuch). Diese durch die verschiedenen Atommodelle mehr oder weniger anschaulich und widerspruchsvoll dargestellten Verhältnisse und Vorgänge im Atominnern konnten erst mithilfe der Quantenmechanik (E. Schrödinger, 1925, sowie W. Heisenberg, M. Born und P. Jordan; 1926) und unter Berücksichtigung des Pauli-Prinzips (W. Pauli, 1924) genau gedeutet und beschrieben werden. Das räumlich-zeitliche Verhalten der Atomelektronen in den verschiedenen Energiezuständen wird danach durch quantenmechanische Wellenfunktionen festgelegt, die sich als Lösungen der Schrödinger-Gleichung des betrachteten Atoms ergeben und nur statistische Aussagen, z. B. hinsichtlich Ort und Impuls der Elektronen, erlauben. Die quantenmechanische Behandlung, die gleichzeitig die Energiewerte der verschiedenen Atomzustände als Eigenwerte der Schrödinger-Gleichung liefert, lässt sich bei Atomen mit zwei oder mehr Elektronen nur näherungsweise lösen. Von Bedeutung ist dabei die Hartree-Fock-Methode, die u. a. eine theoretische Begründung für die Klassifikation der Energiezustände von komplizierten Atomen gibt. Bei dieser Methode wird die Coulomb-Wechselwirkung der Elektronen untereinander nur im räumlichen Mittel selbstkonsistent berücksichtigt. Dadurch wird das Vielelektronenproblem auf effektive Einelektronenprobleme zurückgeführt. Es ergeben sich dabei Wellenfunktionen, die das Verhalten jeweils eines einzelnen Elektrons unabhängig von den anderen beschreiben (Einteilchennäherung). Sie werden wie die zugehörigen Energiewerte, die eine abzählbar unendliche Menge von diskreten, gegen die Energie E = 0 konvergierenden Werten im Energiebereich E 0 bilden und als Bindungsenergien der in diesen Energiezuständen befindlichen Elektronen an den Atomkern zu deuten sind, durch vier Quantenzahlen gekennzeichnet und festgelegt. Die Hauptquantenzahl n legt die Abhängigkeit vom Kernabstand r und den Bereich der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein Elektron fest; sie durchläuft alle natürliche Zahlen (n = 1, 2, 3,. ..). Die Bahndrehimpulszahl oder Nebenquantenzahl l legt die Abhängigkeit vom Winkel ϑ eines auf den Kern bezogenen Polarkoordinatensystems r, ϑ, ϕ fest und bestimmt den Betrag des Bahndrehimpulses, den ein Elektron in diesen Energiezuständen haben kann; sie nimmt bei vorgegebenen n nur die Werte l = 0, 1, 2,. .., n —1 an. Es ist üblich, die durch l = 0, 1 oder 2 charakterisierten Energiezustände als s-, p- und d-Zustände, die mit l = 3, 4, 5,. .. als f-, g-, h-Zustände usw. zu bezeichnen und die jeweilige Hauptquantenzahl davor zu schreiben; wegen l ≦ n —1 gibt es nur 1s-, 2s- und 2p-, 3s-, 3p- und 3d-Zustände usw. Die Buchstaben s, p, d, f sind historisch bedingte Abkürzung für scharfe Nebenserie, Prinzipalserie, diffuse Nebenserie, Fundamentalserie, die in der heutigen Theorie ihre ursprüngliche Bedeutung verloren haben. Die magnetische Quantenzahl m_l legt die ϕ-Abhängigkeit fest und kennzeichnet die Komponente und damit die verschiedenen Einstellmöglichkeiten des Bahndrehimpulses eines Elektrons bezüglich einer ausgezeichneten Raumrichtung, z. B. der Feldrichtung eines homogenen Magnetfeldes (Richtungsquantelung); sie kann nur die insgesamt 2 l + 1 Werte m_l = —l, —l + 1,. .., —1, 0, 1,. .., l —1, l annehmen; in einem s-Zustand ist dabei stets m_l = 0, d. h., ein solcher Zustand besitzt keine ausgezeichnete Richtung, er ist kugelsymmetrisch. Zu diesen drei Quantenzahlen, die den Energiezustand in räumlicher Hinsicht festlegen, kommt noch die Spinquantenzahl m_s mit den beiden Werten m_s = ± ½ hinzu; sie kennzeichnet die Einstellung des Elektronenspins (Spin) entweder parallel (m_s = + ½) oder antiparallel (m_s = — ½) zu einer vorgegebenen Raumrichtung. Diese vier Quantenzahlen genügen zur vollständigen Kennzeichnung der Energiezustände eines Atoms, besonders des Elektrons im Wasserstoffatom. Alle anderen noch gebräuchlichen Quantenzahlen (z. B. die innere Quantenzahl) lassen sich auf diese vier zurückführen. Da die mit der Schrödinger-Gleichung nicht relativistisch berechneten Energien der verschiedenen Zustände des Wasserstoffatoms nur von der Hauptquantenzahl abhängen, bezeichnet man die Zustände des Wasserstoffatoms als entartet; insgesamt gibt es 2 n² Zustände gleicher Hauptquantenzahl und damit gleicher Energie, die nicht in allen anderen Quantenzahlen übereinstimmen.

 

In dem als Grundzustand des Atoms bezeichneten Zustand kleinster Gesamtenergien besetzen die Z Elektronen des Atoms in Übereinstimmung mit dem Pauli-Prinzip, nach dem keine zwei Energiezustände in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen dürfen, einzeln die Z Energiezustände (Einteilchenzustände) mit den betragsmäßig größten Bindungsenergien, in denen sie jeweils am stärksten an den Atomkern gebunden sind. Die Summe dieser Bindungsenergien stellt im Rahmen der Einteilchennäherung die Grundzustandsenergie dar; ihre Beträge entsprechen den Ionisierungsenergien, die aufzuwenden sind, um die in diesen Zuständen gebundenen Elektronen aus dem Atom herauszulösen. Die möglichen Zustände höherer Energie (d. h. geringerer Bindungsenergie), die im Allgemeinen nur kurzzeitig bei Anregungen des Atoms von einem Elektron besetzt werden, bezeichnet man als angeregte Zustände, ihre auf die Grundzustandsenergie bezogene Energie als Anregungsenergie. Diese muss einem normalerweise im Grundzustand befindlichen Elektron zugeführt werden, um es in den betreffenden angeregten Zustand überzuführen (Anregung).

 

 Energieniveauschema, Übergänge und Atomspektren

 

Trägt man die möglichen Energien (entweder die Bindungsenergien oder die Anregungsenergien der Zustände) als waagrechte Linien neben einer Energieskala auf, so erhält man das Energieniveauschema (Termschema), z. B. das des Wasserstoffatoms. In diesem rücken die Energieniveaus mit wachsender Anregungsenergie (abnehmender Bindungsenergie) immer enger zusammen und konvergieren gegen den Energienullpunkt (die Ionisierungsenergie) E_I. Wird auf das Elektron eine höhere Energie übertragen, so wird es aus dem Atom herausgelöst: das Atom ist dann ionisiert und bleibt als positiv geladenes Ion zurück (im Fall des Wasserstoffatoms ist das H-Ion ein Proton oder Deuteron). Ein in einem angeregten Zustand (Energie E_a) befindliches Elektron verweilt dort im Allgemeinen nur etwa 10^-8 s (ausgenommen bei einem metastabilen Zustand) und fällt dann wieder in einen energetisch tiefer liegenden Zustand (Energie E_b) zurück. Dabei sendet das Atom die bei diesem Übergang (Quantensprung) frei werdende Energie (= Differenz E_a — E_b) der Anregungs- oder Bindungsenergien in Form eines Photons einer elektromagnetischen Strahlung aus, deren Frequenz ν nach der bohrschen Frequenzbedingung ν = |E_a — E_b | /h ist, wobei h das Plancksche Wirkungsquantum bedeutet. Das Atomspektrum eines Elements wird dann durch die Gesamtheit der möglichen Übergänge der Leuchtelektronen aus angeregten Zuständen in energetisch tiefer liegende (Emissionsspektrum) oder umgekehrt (Absorptionsspektrum) gegeben.

 

Alle Übergänge aus höheren Zuständen in den gleichen Endzustand ergeben eine Spektral- oder Linienserie des Spektrums. Insbesondere ergeben die Übergänge in den Grundzustand der Wasserstoffatome die Lyman-Serie, diejenigen in den 1., 2., 3. und 4. angeregten Zustand die Balmer-, die Paschen-, die Brackett- und die Pfund-Serie. Da die Energie eines Zustandes des Wasserstoffatoms sowohl im Bohr-Sommerfeldschen Atommodell als auch nach den verschiedenen Formen der nichtrelativistischen Quantenmechanik nur von seiner Hauptquantenzahl n abhängt: E_n = —Rhc / n² (R die Rydberg-Konstante und c die Lichtgeschwindigkeit), ergibt die Bohrsche Frequenzbedingung die verschiedenen Frequenzen zu

 

 

wobei n_e und n_a (>n_e) die Hauptquantenzahlen des End- beziehungsweise des Anfangszustandes sind. Extrem hoch angeregte Atome, bei denen sich ein Elektron auf einer weit außen liegenden Bahn mit einer sehr großen Hauptquantenzahl befindet, heißen Rydberg-Atome.

 

 Atombau und Periodensystem

 

Nach dem Bohrschen Aufbauprinzip entsteht ein Atom mit Z Elektronen aus einem solchen mit Z —1 Elektronen durch Hinzufügen eines weiteren Elektrons (bei gleichzeitiger Erhöhung der Kernladung um 1), das im Allgemeinen ohne Änderung der Quantenzahlen der schon vorhandenen Elektronen den energetisch nächsthöheren Energiezustand besetzt: Auf diese Weise ergibt sich bei Beachtung der möglichen Quantenzahlen und des Pauli-Prinzips der Aufbau der Elektronenhülle - die Elektronenkonfiguration - der verschiedenen Atome und das Periodensystem der chemischen Elemente. Man fasst dazu im Schalenmodell der Atomhülle die insgesamt 2n² Zustände (Einteilchenzustände) gleicher Hauptquantenzahl zu Energieschalen zusammen, die in der Reihenfolge n = 1, 2, 3, 4,. .. als K-, L-, M-, N-Schale usw. bezeichnet werden. Innerhalb einer solchen Schale bilden die jeweils zur gleichen Bahndrehimpulsquantenzahl l gehörenden 2 (2 l +1) Einteilchenzustände Unterschalen (insgesamt n), die in der Reihenfolge l = 0, 1, 2,. .., n —1 als s-, p-, d-, f-Schale usw. bezeichnet werden. Eine Schale beziehungsweise Unterschale kann maximal so viele Elektronen aufnehmen, wie Einteilchenzustände in ihr zusammengefasst sind; ist dies der Fall, so liegt eine abgeschlossene Schale vor. Die in den verschiedenen Schalen befindlichen Elektronen sind dabei im Allgemeinen umso weniger fest gebunden und im Mittel weiter vom Kern entfernt, je größer ihre Haupt- und Nebenquantenzahlen sind. Die sich so ergebende energetische und räumliche Schalenstruktur der Atomhülle ist mit der Tatsache, dass sich von Schale zu Schale gleiche Elektronenanordnungen wiederholen, verantwortlich für die Systematik des Periodensystems der chemischen Elemente: Die dem 1s-Zustand zugeordnete K-Schale enthält beim Wasserstoffatom (Z = 1) ein Elektron und ist beim Heliumatom (Z = 2) mit zwei sich nur in der Spinausrichtung unterscheidenden Elektronen bereits voll besetzt (abgeschlossen). Die zu n = 2 gehörende L-Schale aus 2s- und 2p-Zuständen kann maximal acht Elektronen aufnehmen; die Auffüllung dieser Achterschale beginnt beim Lithiumatom (Z = 3) und ist beim Neonatom (Z = 10) abgeschlossen. Die M-Schale (n = 3) mit den 3s-, 3p- und 3d-Zuständen kann insgesamt 18 Elektronen aufnehmen; ihre Auffüllung beginnt bei den Atomen des Alkalimetalls Natrium (Z = 11) und wird nach Besetzung der Achterschale aus 3s- und 3p-Zuständen bei den Atomen des Edelgases Argon (Z = 18) vorübergehend unterbrochen, da es infolge wechselwirkungsbedingter Verschiebung der Energieterme beim Auffüllen der Schalen für die hinzukommenden Elektronen häufig energetisch günstiger ist, sich nicht in die Unterschale mit dem nächsthöheren l-Wert einzulagern, sondern mit der Auffüllung einer Unterschale zu beginnen, die bereits zum nächsthöheren n-Wert gehört. Deshalb wird das bei den Atomen des Kaliums (Z = 19) hinzukommende Elektron nicht als 3d-Elektron in die M-Schale, sondern als 4s-Elektron in die N-Schale (n = 4) eingebaut, ebenso das nächste Elektron bei den Atomen des Calciums (Z = 20). Erst nach diesem Element wird die 3d-Schale, die energiemäßig niedriger als die 4p-Schale liegt, aufgefüllt, wobei sich die Nebengruppenelemente Scandium (Z = 21) bis Zink (Z = 30) ergeben. Nach Abschluss der 3d-Schale wird ab dem Element Gallium (Z = 31) die N-Schale durch Besetzung der 4p-Zustände weiter aufgefüllt, und zwar bis zum Schalenabschluss bei den Atomen des Edelgases Krypton (Z = 36). In entsprechender Weise erfolgt der Elektroneneinbau bei den Atomen der übrigen Elemente, wobei allgemein bei den Nebengruppenelementen ein Einbau von Elektronen in d- oder f-Schalen erfolgt, bei den Hauptgruppenelementen ein Einbau in s- oder p-Schalen; insbesondere unterbricht die Auffüllung der 4f-Schale bei den Lanthanoiden (Z = 58 bis 71) eine beim Lanthan (Z = 57) beginnende Auffüllung der 5d-Schale. In analoger Weise findet bei den auf das Actinium (Z = 89) folgenden Actinoiden der Ausbau der 5f-Schale statt, der beim Lawrencium (Z = 103) abgeschlossen ist.

 

Sobald in der jeweils äußeren Schale zwei s- und sechs p-Elektronen eine Achterschale vollständig besetzen, liegt eine durch besondere Stabilität (z. B. hohe Ionisierungsenergien), kleines Atomvolumen und besondere Inaktivität gegenüber chemischen Vorgängen sich auszeichnende Elektronenkonfiguration vor, die als Edelgaskonfiguration bezeichnet wird, da sie bei den Atomen der Edelgase (ausgenommen Helium) vorkommt; sie stellt bei der chemischen Bindung der Atome eine günstige energetische Konfiguration dar. Einzelne Elektronen auf äußeren Schalen bedingen wegen ihrer leichten Abtrennbarkeit eine große chemische Reaktionsfähigkeit der betreffenden Atome, wie sie bei den unmittelbar auf die Edelgase folgenden Alkalimetallen zu beobachten ist. Die Atome der darauf folgenden Erdalkalimetalle haben zwei, die der Erdmetalle drei Außen-, Leucht- oder Valenzelektronen, wie die Elektronen auf der äußersten Schale bezeichnet werden, weil sie für die Lichtemission oder -absorption und für die chemischen Bindungskräfte und die Wertigkeit verantwortlich sind. Sie bewirken außerdem bei diesen Elementen und bei den Nebengruppenelementen den Metallcharakter. Fehlt in einer Außenschale ein Elektron an der Edelgaskonfiguration, so hat das betreffende Element Halogeneigenschaften; bei zwei fehlenden Elektronen handelt es sich um Atome des Sauerstoffs oder eines Sauerstoffhomologen, bei drei fehlenden Elektronen um Atom des Stickstoffs oder eines Stickstoffhomologen.

 

 Geschichte

 

Die aus der Antike überlieferte Atomvorstellung (Atomismus) wurde nach der Begründung der neuzeitlichen Naturwissenschaft im 17. Jahrhundert von S. Basso, D. Sennert, J. Jungius u. a. aufgenommen und weitergebildet. So schrieb P. Gassendi den einzelnen Atomen eine unzerstörliche Bewegung zu, die zwar durch Hindernisse gehemmt werden könne, aber nach deren Beseitigung wieder voll zum Vorschein komme. Auch I. Newton vertrat einen entschiedenen Atomismus. Er hatte die durchaus richtige Vorstellung, dass zwischen den kleinsten Teilchen anziehende Kräfte herrschen, die nicht seinem Gravitationsgesetz, sondern einem anderen Potenzgesetz genügen. In der Absicht, das Prinzip der Erhaltung der Energie als allgemein gültig zu erweisen, nahmen G. W. Leibniz, D. Bernoulli, J. Hermann, C. Wolff u. a. an, dass bei unelastischen, zum Auftreten von Wärme führenden Stößen die »lebendige Kraft« der Körper (d. h. ihre kinetische Energie) in die unsichtbare lebendige Kraft der kleinsten Teile verwandelt werde. Diese kinetische Theorie der Wärme fand erst nach der Aufstellung des Energieprinzips um 1850 Anerkennung.

 

Unter dem Einfluss Newtons wurde gegen Ende des 18. Jahrhunderts die Lehre von den Atomen allgemein akzeptiert, jedoch wurden Konsequenzen daraus praktisch nur für die Chemie gezogen (»chemische Atomlehre«). So hatte es z. B. kaum Aufmerksamkeit erregt, dass durch Bernoulli bereits 1738 das 1662 empirisch gefundene Boyle-Mariotte-Gesetz aus der Atomvorstellung abgeleitet worden war. Erst 1856 begründeten A. K. Krönig und R. Clausius auf der Basis der Atomvorstellung die kinetische Gastheorie, die v. a. von J. C. Maxwell und L. Boltzmann mathematisch ausgestaltet wurde. Für Maxwell war die Tatsache, dass man mit den Atomen als »Elementarbausteinen« auf zwei so verschiedenen Gebieten wie der Chemie und der Gastheorie die experimentellen Befunde derart gut erfassen konnte, ein Beweis für die reale Existenz der Atome. Er sah sie als absolut unveränderliche Gegebenheiten an (1870) und leitete daraus die Forderung nach atomaren Standards für Länge, Zeit und Gewicht ab.

 

Gegen die Atomvorstellung erhoben sich in der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts erneut zahlreiche Einwände. Die Positivisten unter Führung von E. Mach und W. Ostwald nannten die Atome Gedankendinge, denen keine reale Bedeutung zukomme und die nur hypothetische Hilfsmittel für Erklärungen seien. M. Planck glaubte, aus der kinetischen Gastheorie und der klassischen Mechanik einen Widerspruch zum zweiten Hauptsatz der Thermodynamik folgern zu können. Die Entwicklung ging über diese Einwände hinweg. Mithilfe der Gastheorie berechnete 1865 erstmalig J. Loschmidt die absolute Größe der Moleküle, während bei der experimentellen Untersuchung der Elektrizitätsleitung in Elektrolyten und noch mehr in Gasen der atomistische Charakter der Elektrizität immer deutlicher hervortrat (Elektron).

 

Im Jahr 1905 lieferte A. Einstein in seiner Theorie der Brownschen Bewegung einen direkten und abschließenden Beweis für die atomistische Struktur der Materie. In Flüssigkeiten suspendierte Teilchen von mikroskopisch sichtbarer Größe führen infolge der Molekularbewegung der Wärme Schwankungen aus, die mit dem Mikroskop nachgewiesen werden können. Für die mittlere Verschiebung, die diese Teilchen erleiden, fand Einstein einen Ausdruck, der u. a. von J.-B. Perrin experimentell bestätigt werden konnte. Mit abnehmender Teilchengröße wächst die Verschiebung an, die Extrapolation auf die Molekülgröße liefert die Wärmebewegung der Moleküle. Diese Extrapolation zeigt, dass das unsichtbare Molekül ebenso reale Existenz hat wie das im Mikroskop zu beobachtende suspendierte Teilchen.

 

Die am Ende des 19. Jahrhunderts einsetzende Auflösung des klassischen Atombegriffs durch den Nachweis des Zusammengesetztseins der Atome führte zur Aufstellung von Atommodellen, um die sich experimentell immer mehr erschließende Struktur der Atome und der Materie zu beschreiben und zu deuten. Die mit der Entwicklung einer tragfähigen Theorie des Atoms Anfang des 20. Jahrhunderts geschaffene Quantentheorie führte zu grundsätzlich neuen Vorstellungen, die insbesondere zeigten, dass die klassischen anschaulichen Vorstellungen nicht auf mikrophysikalische Prozesse direkt übertragen werden können (Unschärferelation). Umfasste die Atomphysik anfangs neben den atomaren und molekularen Erscheinungen auch die in fester Materie ablaufenden sowie die subatomaren (v. a. nuklearen) Erscheinungen, so gliederten sich in der Folgezeit die Festkörperphysik, die Kernphysik und seit den 50er-Jahren des 20. Jahrhunderts auch die Elementarteilchen- oder Hochenergiephysik als unabhängige Forschungsbereiche aus ihr aus, wobei auch in diesen sich bei neuen Fragestellungen weitere Forschungsgebiete verselbstständigen (z. B. die Schwerionenforschung).

 

Die Physik der Atome hat vielen Zweigen der gegenwärtigen naturwissenschaftlich-technischen Forschung starke Impulse gegeben. So haben atomphysikalische Erkenntnisse fördernd auf die Astrophysik gewirkt, die ihrerseits wieder die Elementarteilchenphysik, aber auch die Kosmologie und die Weltraumforschung befruchtet hat. Die Chemie ist heute ohne die grundsätzlichen atomphysikalischen Erkenntnisse über die Natur der chemischen Bindung und ohne die immer genaueren atomphysikalischen Hilfsmittel (z. B. die Atomabsorptionsspektrometrie in der analytischen Chemie, die Laserspektroskopie bei der Untersuchung schnell ablaufender Reaktionen) nicht mehr denkbar. Quantenchemische Berechnungen der Moleküle von organischen Substanzen werden bei deren gezielter Suche herangezogen. Der außerordentliche Aufschwung der modernen Biochemie ist nicht zuletzt den Kenntnissen vom Verhalten der Atome in den Molekülen zu danken. Die Biologie konnte bis in Bereiche des molekularen und atomaren Geschehens vorstoßen und die Gesetze der Vererbung auf komplexe atomare Wechselwirkungen zurückführen. Praktisch haben sich diese Erkenntnisse in der Medizin ausgewirkt, wo manche Krankheiten als Folgen molekularer Baufehler in der DNS erkannt wurden. Viele andere Gebiete der Physik wurden durch die experimentellen und theoretischen Fortschritte der Atomphysik befruchtet, und diese selbst kommt mit den von ihr auf der Grundlage atomarer Vorgänge und atomphysikalischer Prinzipien entwickelten, immer genaueren Untersuchungsmitteln und -messungen in vielen naturwissenschaftlich-technischen Bereichen verstärkt zum Einsatz (z. B. der Laser in der Spektroskopie und bei der Ermittlung von Spurenstoffen in der Luft, die Atomuhr bei genauesten Zeitmessungen und bei der Zeitangabe, die Auger-Elektronenspektroskopie bei Oberflächenuntersuchungen).

 

 

Weitere Informationen zu diesem Thema finden Sie v. a. auch in den folgenden Artikeln:

 

chemische Bindung · Elementarteilchen · exotische Atome · Kern · Kernmodelle · Kernphysik · Molekül · Quantentheorie

 

 

Literatur:

 

K. G. Woodgate: Elementare Struktur der A. (a. d. Engl., 1975);

 H. Hänsel u. W. Neumann: Physik, Bd. 5: Elektronenhülle der A. (1977);

 K. Bethge: Quantenphysik. Eine Einf. in die A.- u. Molekülphysik (1978);

 H. Preuss: A. u. Moleküle als Bausteine der Materie (1982);

 H. Haken u. H. C. Wolf: A.- u. Quantenphysik (²1983);

 

Kleine Enzykl. A.- u. Kernphysik, hg. v. C. Weissmantel (1983);

 S. Weinberg: Teile des Unteilbaren. Entdeckungen im A. (a. d. Amerikan., 1984).

 

 2) Mathematik: ein oberer Nachbar des Nullelements eines Verbands. Ein atomarer Verband besitzt ein Nullelement und zwischen dem Nullelement und jedem anderen Element mindestens ein Atom.

 

Hier finden Sie in Überblicksartikeln weiterführende Informationen:

 

 

Bohr: Ein Atommodell zeigt den Aufbau der Materie

 

Materie: Die atomare Struktur

 

kosmische Materie: Verteilung im Weltraum und physikalische Zustände

 

Quantenphysik und eine neue Deutung der Naturgesetze

 

 

 3) Philosophie: als logisches Atom jede elementare Einheit; aus Atomen soll nach der Auffassung des logischen Atomismus jeder Gegenstand aufgebaut werden.

Atom,

 

kleinstes Element in der Programmiersprache und bei Code-Morphing Lisp (z. B. Strings).