Atomparameter, Quantentheorie und Atommodelle

Atomparameter

Somit ist jedes Atom durch zwei Merkmale definiert: die Ordnungszahl und die Massenzahl.

Die Ordnungszahl (Symbol: Z) gibt die Anzahl der Protonen im Kern an und bestimmt das Element. Sie verhindert (oder besser: definiert) das Element.

Die Massenzahl (Symbol: A) ist die Anzahl der Nukleonen, also der Neutronen und Protonen, aus denen sich der Kern zusammensetzt. Sie bestimmt das Isotop des Elements.

Die Isotopen-Notation enthält die Massenzahl (A), die Ordnungszahl (Z) und das Elementsymbol (X), wie folgt dargestellt: ^A_ZX.

Verwechseln Sie nicht die Atommasse eines Elements mit der Masse eines Isotops eines Atoms.

Wenn wir die Masse eines bestimmten Atoms eines Elements in atomaren Masseneinheiten feststellen, so erhalten wir nur die Isotopenmasse, die dem gewählten Isotop entspricht.

Die atomare Masse eines Elements stellt den Durchschnitt der Isotopenmassen dar, gewichtet nach ihrer natürlichen Häufigkeit.

Ursprünge der Quantentheorie

Mitte des neunzehnten Jahrhunderts entwickelte der schottische Physiker und Mathematiker James C. Maxwell eine Theorie, die alles über Licht erklärte, was man damals wusste. Dies ist die klassische Theorie des Elektromagnetismus.

Anfang des zwanzigsten Jahrhunderts zwangen jedoch eine Reihe experimenteller Ergebnisse Physiker dazu, neue Theorien über Licht zu entwickeln. Diese wurden zunächst auf die Energie des Lichts angewendet und anschließend zur Entwicklung neuer Atomtheorien genutzt.

Nach der von Maxwell entwickelten Theorie ist Licht eine elektromagnetische Welle mit den nachfolgend beschriebenen Eigenschaften.

Atomare Emissionsspektren

Alle Stoffe absorbieren, reflektieren oder emittieren Energie. Wir nennen das Emissionsspektrum eines Elements die Strahlung, die von ihm im gasförmigen Zustand ausgesendet wird, wenn ihm genügend Energie zugeführt wird.

Das Spektrum des Sonnenlichts ist kontinuierlich, d.h. es enthält Strahlung aller Frequenzen. Im Gegensatz dazu sind die Emissionsspektren der Elemente diskontinuierlich. Das bedeutet, dass Elemente im gasförmigen Zustand Strahlung nur bei bestimmten, festgelegten Frequenzen aussenden.

Ein chemisches Element emittiert immer die gleichen Frequenzen, und keine zwei Elemente haben das gleiche Emissionsspektrum. Wir können also sagen, dass es der Fingerabdruck des Elements ist.

Plancks Quantentheorie

Nach der klassischen Theorie des Elektromagnetismus hängt die Energie einer Welle nur von ihrer Amplitude ab. Bei der Anwendung dieser Theorie auf die von einem Körper bei einer bestimmten Temperatur ausgesandte Strahlung unterschieden sich die theoretischen Ergebnisse deutlich von den experimentellen.

Im Jahr 1900 schlug der deutsche Physiker Max Planck (1858-1947) eine revolutionäre Theorie vor, die die experimentellen Ergebnisse erklärte: die Quantentheorie.

Körper emittieren oder absorbieren Energie in Form von Energiepaketen oder Quanten.

Photoeffekt

Im Jahr 1887 stellte der deutsche Physiker H. Hertz fest, dass eine Metalloberfläche Elektronen abgibt, wenn sie elektromagnetischer Strahlung ausgesetzt wird. Dieses Phänomen wird als Photoeffekt bezeichnet.

Der Photoeffekt tritt auf, wenn die Frequenz der Strahlung eine bestimmte Grenzfrequenz (ν₀) überschreitet. Der Wert von ν₀ hängt vom verwendeten Metall ab.

Die emittierten Elektronen haben eine kinetische Energie, die mit zunehmender Frequenz der Strahlung zunimmt. Mit steigender Strahlungsintensität ändert sich nichts an der Energie der emittierten Elektronen, aber ihre Anzahl pro Zeiteinheit nimmt zu.

Der Physiker A. Einstein (1879-1955) erklärte diesen Effekt im Jahr 1905 auf der Grundlage der Quantentheorie. Dazu nahm er an, dass elektromagnetische Strahlung aus Energiequanten besteht, die er Photonen nannte.

Wenn ein Photon der Frequenz ν und Energie hν auf eine Metalloberfläche trifft, überträgt es seine Energie auf ein Elektron. Das Elektron verwendet einen Teil dieser Energie (W = hν₀), um das Metall zu verlassen, und den Rest, um seine kinetische Energie zu erhöhen.

Einschränkungen des Rutherford-Atommodells

Obwohl das von Rutherford vorgeschlagene Atommodell einen großen Fortschritt im Verständnis des Atoms darstellte, zeigte es einige Einschränkungen:

• Elektronen bewegen sich nach dem Modell von Rutherford auf Kreisbahnen und haben daher eine normale Beschleunigung. Nach den Prinzipien des klassischen Elektromagnetismus sollte eine elektrische Ladung in beschleunigter Bewegung Energie ausstrahlen. Daher würden die Elektronen auf einer Spiralbahn in den Kern fallen und mit ihm kollidieren. In der Zwischenzeit würde das Atom Energie in Form von elektromagnetischer Strahlung mit einem kontinuierlichen Spektrum verlieren.
• Das Elektron würde alle möglichen Bahnen auf einer Spirale durchlaufen, deren Zentrum im Atomkern liegt, und somit sollte die Strahlung kontinuierlich sein.

Allerdings sind die atomaren Emissionsspektren der Elemente diskontinuierlich.

Bohr-Modell

Seit dem Aufkommen des Rutherford-Modells war klar, dass das Atom aus einem Kern und einer Elektronenhülle besteht.

Der nächste Schritt bei der Bestimmung der atomaren Struktur führte den dänischen Physiker N. Bohr (1885-1962) dazu, neue Ideen zur Quantisierung der Energie auf das Wasserstoffatom anzuwenden. So konnte er das diskontinuierliche Emissionsspektrum erklären.

Im Jahr 1913 entwickelte er ein neues Atommodell auf der Grundlage der folgenden Postulate:

• Die Energie der Elektronen im Atom ist quantisiert. Das bedeutet, dass sich das Elektron nur auf bestimmten Positionen oder stationären Zuständen um den Kern mit bestimmten Energiewerten befinden kann.
• Das Elektron bewegt sich auf Kreisbahnen um den Kern. Jede dieser Bahnen ist ein stationärer oder erlaubter Energieniveau und ist mit einer natürlichen Zahl (n: 1, 2, 3 ...) verbunden.
• Die erlaubten Energieniveaus der Elektronen sind diejenigen, bei denen der Drehimpuls (L = mvr, wobei m die Masse, v die Geschwindigkeit und r der Radius der Umlaufbahn ist) ein Vielfaches von h/(2π) ist, wobei h die Planck-Konstante ist.
• Energie wird nur absorbiert oder emittiert, wenn ein Elektron von einem Energieniveau in ein anderes wechselt. Nennen wir E_ab das Ausgangsenergieniveau und E_an das Ankunftsenergieniveau. Die entsprechende Energieänderung (ΔE) und ihre Frequenz (ν) sind gegeben durch: ΔE = E_an - E_ab = hν.