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Bohrsches Atommodell

Geschrieben von: Dennis Rudolph
Sonntag, 20. Juli 2014 um 19:47 Uhr

In diesem Artikel erklären wir das Bohrsche Atommodell. Dabei handelt es sich um ein Modell des Wissenschaftlers Niels Bohr zum Aufbau eines Atoms. Wir erklären euch, wie es aussieht und welche Erkenntnisse man aus diesem gewinnt. Dies ist ein Artikel zu den Grundlagen der Chemie.

Zunächst eine kleine Anmerkung: Das Bohrsche Atommodell basiert auf den Erkenntnissen, die Rutherford und andere Wissenschaftler zuvor gesammelt haben. Damit ihr den nun folgenden Artikel versteht, solltet ihr Wissen, was sich hinter den folgenden Begriffen verbirgt: Elektron, Proton, Neutron und das Rutherford Atommodell. Dieser Artikel gehört zu unserer Serie Atommodelle der Chemie, in der wir verschiedene Atommodelle beschreiben. Wer die Begriffe und das Rutherford Atommodell noch gar nicht kennt, der sollte erst einmal den im folgenden verlinkten Artikel lesen und anschließend erst das Bohrsche Atommodell behandeln.

Rutherford stellte bereits fest, dass der Atomkern positiv geladen und die Elektronen darum negativ geladen sind. Zu dem wurde festgestellt, dass es große Freiräume innerhalb eines Atoms gibt, Elektronen und Protonen haben einigen Abstand zueinander.  Da sich positive und negative Ladungen gegenseitig anziehen, müssten die Elektronen und Protonen "aufeinander knallen". Die Lösung dieses Rätsels: Die Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen um den Kern. Dabei sind die Anziehungskräfte so groß wie die Fliehkraft, welche durch die Bewegung zustande kommt.

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Das Bohrsche Atommodell

Bohr entwickelte die bisherigen Atommodelle weiter. Er erkannte als erster, dass die Elektronen nur ganz bestimmte Energiezustände einnehmen können. Elektronen können allerdings nur ganz bestimmte - also nicht beliebige - Abstände vom Kern einnehmen. Diese jeweiligen stabilen Kreisbahnen verhindern den Sturz der Elektronen auf den Atomkern.

Befindet sich eine Atom im Grundzustand, so nimmt jedes seiner Elektronen ein möglichst niedriges Energieniveau ein. Dies muss man sich wie folgt vorstellen: Es gibt verschiedene Abstände, in denen die Elektronen um den Atomkern kreisen. Man spricht in diesem Zusammenhang auch von Schalen. Die innerste Schale hat das niedrigste Energieniveau und wird als K-Schale bezeichnet. Entfernt man sich vom Kern weiter, gibt es nach der K-Schale, die L-Schale, M-Schale bis hin zur Q-Schale.

Stellt sich nun die Frage, wie viele Elektronen auf den jeweiligen Schalen Platz haben. Die Antwort darauf liefert diese kleine Tabelle:

  • K-Schale:  2 Elektronen
  • L-Schale:  8 Elektronen
  • M-Schale: 18 Elektronen
  • N-Schale: 32 Elektronen


Am Beispiel des Natriums (Na) wollen wir die Elektronenverteilung auf die Schalen aufzeigen. Aus dem Periodensystem der Elemente (Periodensystem anzeigen) liest man bei Natrium links oben die Zahl 11 ab. Dies bedeutet:

  • Die 11 Elektronen versuchen möglichst dicht am Atomkern zu kreisen
  • Die K-Schale wird voll besetzt (2 Elektronen), es verbleiben 9 Elektronen
  • Die L-Schale wird voll besetzt (8 Elektronen), es verbleibt 1 Elektron
  • Die M-Schale wird mit einem Elektron besetzt

Die M-Schale hat somit nur ein Elektron abbekommen, hätte als noch Platz für 17 weitere Elektronen. Bei Schalen, die noch Platz haben, spricht man von nicht gesättigten Schalen. Elektronen auf nicht gesättigten Elektronenschalen bezeichnet man zu dem als Valenzelektronen.

Anmerkung: Das Atommodell von Bohr steht in vielen Punkten im Widerspruch zu der durch Messung zugänglichen Realität. Einige dieser Widersprüche waren bereits zur Zeit der Erstellung des Modells bekannt. Andere wurden später mit verbesserten Experimenten und weiter ausgearbeiteten Theorien der Quantenmechanik offensichtlich. Aus diesem Grund wurden die Modelle in den nächsten Jahrzehnten weiter entwickelt. Diesen Weiterentwicklungen widmen wir uns in anderen Artikeln der Chemie auf unserer Website.

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