Atommodelle: Von Rutherford über Bohr zur Quantenmechanik

Rutherford-Experiment und Atommodell

Rutherford richtete einen Strahl positiver Alpha-Teilchen (Heliumkerne) auf eine sehr dünne Goldfolie, um deren Verhalten zu analysieren.

Beobachtungen des Rutherford-Experiments

1. Die meisten Teilchen durchdrangen die Folie ungehindert (ohne Ablenkung).
2. Einige Alpha-Teilchen wurden leicht abgelenkt.
3. Sehr wenige Partikel prallten von der Goldfolie ab, ohne sie zu durchdringen.

Schlussfolgerung (Rutherford-Modell)

Das Atom besteht größtenteils aus leerem Raum. Es besitzt einen positiv geladenen Kern, um den sich Elektronen in Umlaufbahnen bewegen.

Einschränkungen des Rutherford-Modells

Nach der klassischen Physik müssten kreisförmig beschleunigte Elektronen Energie in Form von Strahlung abgeben. Dies würde dazu führen, dass die Elektronen in den Kern stürzen (Kollaps des Atoms).

Spektralanalyse

Emissionsspektrum

Wenn ein gasförmiger Stoff erhitzt oder elektrisch angeregt wird, emittiert dieser Licht. Dieses Licht besteht aus bestimmten Strahlungswellen in einem spezifischen Frequenzbereich (Linienspektrum).

Absorptionsspektrum

Leitet man einen Lichtstrahl durch eine Gasprobe und analysiert das durchgelassene Licht (z. B. mithilfe eines Prismas), erhält man das Absorptionsspektrum, das dunkle Linien an den Stellen zeigt, an denen das Gas Energie absorbiert hat.

Bohrs Atommodell (Quantenmodell)

Bohr baute auf den Ideen von Max Planck auf und stellte folgende Postulate auf:

1. Elektronen (e⁻) bewegen sich um den Kern nur auf bestimmten, stabilen Kreisbahnen, ohne dabei Energie abzugeben.
2. Jede Bahn entspricht einem bestimmten Energieniveau. Die Energie steigt, je weiter sich die Bahn vom Kern entfernt.
3. Energie (E) wird nur in Form von Strahlung freigesetzt oder absorbiert, wenn ein Elektron von einer äußeren Bahn auf eine innere Bahn fällt oder umgekehrt.
4. Nur Bahnen sind möglich, für die der Drehimpuls des Elektrons ein ganzzahliges Vielfaches von $\frac{h}{2\pi}$ ist (wobei $h$ das Plancksche Wirkungsquantum ist).

Grundlagen der Quantenmechanik

Pauli-Prinzip (Ausschlussprinzip)

Ein Elektron in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen definiert. Es ist unmöglich, dass zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.

Das Quantenmechanische Modell (seit 1925)

Dieses aktuelle Modell wurde maßgeblich von Heisenberg und Schrödinger entwickelt.

Wichtige Konzepte

• Welle-Teilchen-Dualismus (De Broglie): Materielle Teilchen besitzen Welleneigenschaften. Jedem bewegten Teilchen ist eine Welle zugeordnet.
• Heisenbergsche Unschärferelation: Es ist unmöglich, gleichzeitig den genauen Ort und den genauen Impuls eines Elektrons zu bestimmen.

Die Gleichungen des quantenmechanischen Modells beschreiben das Verhalten der Elektronen im Atom, berücksichtigen ihren Wellencharakter und ersetzen die Vorstellung exakter Bahnen.

Orbital-Konzept

Das Konzept der Orbitale wurde eingeführt: Ein Orbital ist der Raumbereich im Atom, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, sehr groß ist.

Die Vier Quantenzahlen

Hauptquantenzahl (n)

Bestimmt das Energieniveau und die Größe des Orbitals. Werte: 1, 2, 3, ... (typischerweise 1 bis 7).

Nebenquantenzahl (l)

Bestimmt die Energie-Unterschale und die Form des Orbitals. Werte: 0 bis (n-1).

Magnetquantenzahl (m_l)

Bestimmt die räumliche Orientierung des Orbitals. Werte: von -l bis +l.

Spinquantenzahl (m_s)

Bestimmt die Drehrichtung (Spin) des Elektrons um die eigene Achse. Werte: +1/2 und -1/2.