Atommodelle im Überblick: Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Quanten

Dalton-Atommodell

Im Jahr 1808 formulierte John Dalton seine Atomtheorie, die mit traditionellen Vorstellungen (Demokrit, Leukipp) brach. Sie brachte die Idee der Diskontinuität der Materie: die erste wissenschaftliche Theorie, die davon ausgeht, dass Materie aus Atomen besteht. Die grundlegenden Postulate dieser Theorie sind:

• Die Materie ist in Teilchen gegliedert, die Atome genannt werden; sie sind unteilbar und unveränderlich.
• Atome sind sehr kleine Partikel und können nicht mit bloßem Auge gesehen werden.
• Alle Atome eines Elements sind gleich: gleiche Masse und gleiche Eigenschaften.
• Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Massen und unterschiedliche Eigenschaften.
• Verbindungen entstehen, wenn Atome sich zu konstanten und einfachen Verhältnissen verbinden.
• Bei chemischen Reaktionen trennen sich Atome oder verbinden sich, aber Atome werden weder geschaffen noch zerstört, und Atome eines Elements werden nicht in Atome eines anderen Elements umgewandelt.

Diese Auffassung hielt sich fast ein Jahrhundert lang.

Plumpudding-Modell (Thomson)

Nach der Entdeckung des Elektrons durch J. J. Thomson (1897; siehe "subatomare Teilchen") schlug Thomson 1898 ein Modell vor, das die Existenz dieses subatomaren Teilchens berücksichtigte. Sein Modell war statisch: er nahm an, dass die Elektronen innerhalb des Atoms in Ruhe sind und das Atom insgesamt elektrisch neutral ist.

Das Thomson-Modell ähnelte einem "Plumpudding": Elektronen sind in einer kugelförmigen Masse positiver Ladung eingebettet. Die insgesamt negative Ladung der Elektronen ist gleich der gesamten positiven Ladung der Masse, sodass das Atom neutral ist.

• Thomson erklärte auch die Bildung von Ionen, sowohl positiv als auch negativ.
• Wenn ein Atom ein Elektron verliert, wird es positiv geladen und bildet positive Ionen; wenn es ein Elektron aufnimmt, wird es negativ geladen und bildet negative Ionen.

Rutherford-Modell

Nach der Entdeckung des Protons (siehe "subatomare Teilchen") entwickelte Ernest Rutherford sein Atommodell. Im Jahr 1911 verwendete Rutherford Alpha-Teilchen, um die innere Struktur der Materie zu untersuchen (Goldfolien-Experiment; siehe linke Spalte, 1). Aus diesem Versuch schloss er:

• Die meisten Partikel durchdrangen die Folie ungehindert (ca. 99,9%).
• Einige Teilchen wurden stark abgelenkt (ca. 0,1%).

Da das von Thomson vorgeschlagene Modell diese Beobachtungen nicht zufriedenstellend erklärte, entwickelte Rutherford ein neues, nukleares Atommodell. In diesem Modell besteht das Atom aus einem Kern und einer Hülle:

• Kern: Hier konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms; er trägt positive Ladung.
• Hülle: Besteht aus Elektronen, die den Kern auf Kreisbahnen umkreisen (Miniatur-Sonnensystem).

Das Atom ist insgesamt neutral, da die positive Ladung des Kerns durch die negative Ladung der Elektronen in der Hülle neutralisiert wird.

Rutherford schloss daraus, dass:

• Das Atom größtenteils leer ist; der Kern ist sehr klein (etwa 100 000-mal kleiner als der Atomradius).
• Die meisten Alpha-Teilchen werden nicht abgelenkt, weil sie durch die Hülle passieren und nicht den Kern treffen.
• Teilchen, die nahe am Kern vorbeigehen, werden stark abgelenkt, weil sie von der positiven Kernladung abgestoßen werden.

Wenn ein Atom Elektronen verliert, wird es positiv geladen und bildet positive Ionen; wenn es Elektronen gewinnt, wird es negativ geladen und bildet negative Ionen. In diesem Modell betrachtete man das Atom als stabilen Aufbau.

Bohr-Modell

Nach der Entdeckung weiterer subatomarer Teilchen (siehe "subatomare Teilchen") und ab 1913 versuchte Niels Bohr, das Rutherford-Modell zu verbessern, indem er Quantenideen (Planck; siehe Quantentheorie) anwandte. Um ein brauchbares Atommodell für das Wasserstoffatom zu entwickeln, beschrieb Bohr das Wasserstoffatom mit einem Proton im Kern und einem Elektron, das den Kern umkreist. Die neuen Ideen zur Quantisierung der Energie sind:

• Ein Atom ist quantisiert: Es kann nur bestimmte Energiewerte besitzen.
• Die Elektronen bewegen sich auf kreisförmigen Bahnen um den Kern; jede Bahn ist ein stabiler Zustand, der durch eine ganze Zahl n (Hauptquantenzahl) gekennzeichnet ist; in der Spektroskopie nimmt n typischerweise Werte von 1 bis 7 an.
• Jede Schale n besteht aus Unterschalen (Nebenquantenzahl l), die weiter in magnetische Quantenzahlen m aufgeteilt werden; zusätzlich gibt es die Spinquantenzahl s.
• Die erlaubten Energieniveaus sind durch Plancks Quantisierung bestimmt.
• Bewegt sich ein Elektron zwischen Energieniveaus, nimmt es Energie auf oder gibt sie ab. Befindet sich ein Elektron im Grundzustand (n = 1), so ist dies das Niveau mit der geringsten Energie; ein Elektron in einem höheren Niveau nennt man angeregtes Elektron.

Bohr ordnete die Elektronen festen Bahnen zu, die genaue Positionen im Raum vorgaben. Später wurde diese Vorstellung durch die Quantenmechanik relativiert.

Quantenmechanisches Modell

Das aktuelle Modell wurde ab 1925 von Werner Heisenberg und Erwin Schrödinger entwickelt. Charakteristische Merkmale sind:

• Welle-Teilchen-Dualismus: De Broglie schlug vor, dass Materieteilchen Welleneigenschaften besitzen und jedem bewegten Teilchen eine Wellenlänge zugeordnet ist.
• Unschärferelation: Heisenberg formulierte, dass Ort und Impuls eines Elektrons nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden können.

Die Gleichungen des quantenmechanischen Modells beschreiben das Verhalten der Elektronen im Atom, berücksichtigen ihren Wellencharakter und die Unmöglichkeit, exakte Bahnen vorherzusagen. Damit entstand das Konzept des Orbitals (siehe linke Spalte, 2): ein Bereich im Raum, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, sehr groß ist.

Merkmale der Orbitale:

• Die Energie ist quantisiert.
• Im Unterschied zum Bohr-Modell bestimmt dieses Modell nicht die exakte Position des Elektrons, sondern die Wahrscheinlichkeit, es an einem bestimmten Ort anzutreffen.
• Innerhalb des Atoms wird das Elektron als Wolke negativer Ladung interpretiert; an Stellen mit höherer Ladungsdichte ist die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron anzutreffen, größer.

Das Verhalten der Elektronen im Atom wird durch Quantenzahlen beschrieben (siehe linke Spalte, 3). Quantenzahlen bestimmen das Verhalten der Elektronen und die Elektronenkonfiguration (siehe linke Spalte, 4) sowie ihre Verteilung.

Und schließlich: Da die Anzahl der Elemente groß ist, wurde eine Klassifizierung notwendig. Heute verwenden wir das Periodensystem, obwohl es zuvor viele andere Vorschläge gab. Im Periodensystem sind die Elemente nach der Ordnungszahl geordnet.