Bohrs Atommodell und seine Erweiterungen

Bohrs Theorie

Bohrs Beitrag zum Atommodell

Im Jahr 1913 wandte Niels Bohr die Quantentheorie auf Rutherfords Atommodell an und schlug ein Modell vor, das das Emissions- und Absorptionsspektrum des Wasserstoffatoms erklären konnte. Er entwickelte damit eine bahnbrechende Theorie.

Postulate der Bohrschen Theorie

• Das Elektron bewegt sich um den Kern auf bestimmten Schichten oder Kreisbahnen, die als Energieniveaus bezeichnet werden.
• Solange sich das Elektron auf derselben Energieebene bewegt, absorbiert oder emittiert es keine Energie. Man sagt, das Elektron befindet sich im stationären Zustand.
• Die Gesamtenergie des Elektrons ist die Summe seiner kinetischen und seiner elektrischen potenziellen Energie.
• Die Gesamtenergie des Elektrons kann nicht beliebige, sondern nur bestimmte, erlaubte Werte annehmen. Das bedeutet, dass die Energie gequantelt ist.
• Jeder Energieebene wird eine natürliche Zahl n = 1, 2, 3, 4... zugeordnet, die als Hauptquantenzahl bezeichnet wird. Die dem Kern am nächsten gelegene Ebene ist n = 1, was der niedrigsten Energie entspricht.
• Befindet sich das Elektron im niedrigsten möglichen Energiezustand, spricht man vom Grundzustand. In diesem Zustand ist das Atom stabil. Alle anderen Zustände werden als angeregte Zustände bezeichnet.
• Wenn ein Elektron von einer höheren Energieebene zu einer niedrigeren Energieebene wechselt, emittiert es Energie nicht allmählich, sondern auf einmal, diskontinuierlich und quantisiert in Form eines Photons. Der Wert dieser Energie entspricht der Energiedifferenz zwischen den beiden Quanten-Ebenen.
• Der Übergang eines Elektrons von einer Energieebene zu einer anderen wird als elektronischer Übergang bezeichnet. Die dabei emittierte oder absorbierte Energie entspricht einem Quant oder Photon.

Erklärung des Wasserstoff-Emissionsspektrums

Bohr lieferte eine begründete Erklärung für die Diskontinuität der Emissionsspektren des Wasserstoffatoms, indem er die Übergänge zwischen den elektronischen Quantenniveaus mithilfe verschiedener Serien beschrieb.

• Die Elektronen der Atome haben unterschiedliche Energieniveaus.
• Der Übergang zwischen zwei Energieniveaus wird durch Absorption oder Emission eines Photons durchgeführt.

Erweiterungen der Bohrschen Theorie

Bohrs Theorie erklärte nicht nur das Spektrum des Wasserstoffatoms, sondern konnte auch auf jedes Element mit einem einzelnen Elektron, wie hydrogenoide Ionen (z.B. He⁺, Li²⁺), erweitert werden. Dies gilt jedoch nicht für die Spektren von Mehrelektronenatomen.

Sommerfelds Erweiterung

Arnold Sommerfeld erweiterte Bohrs Arbeiten zum Wasserstoffatom und erkannte, dass zusätzlich zu den Kreisbahnen auch elliptische Bahnen existieren konnten, die ebenfalls quantisiert sind. Jeder dieser Bahnen wird eine Quantenzahl zugewiesen. Diese Zahl wird als sekundäre oder azimutale Quantenzahl bezeichnet und durch den Buchstaben l dargestellt.

Der Zeeman-Effekt

Pieter Zeeman entdeckte bei der Analyse von Licht einer Wasserstofflampe in einem starken Magnetfeld, dass bestimmte Spektrallinien in mehrere Komponenten aufspalten. Dieses Phänomen wird als Zeeman-Effekt bezeichnet. Dieser Effekt ermöglichte die Erkenntnis, dass die Bahnen der Elektronen unterschiedliche Orientierungen im Raum haben können. Die Quantenzahl, die die Orientierung der Bahnen im Raum bestimmt, wird als magnetische Quantenzahl m bezeichnet.

Zusammenfassend lässt sich feststellen, dass die experimentellen Tatsachen eine Modifikation des Bohr-Modells erforderlich machten. Sie zeigten, dass der Energiezustand der Elektronen nicht allein durch die Hauptquantenzahl eindeutig bestimmt wird. Um den Energiezustand des Elektrons im Wasserstoffatom vollständig zu beschreiben, sind vier Parameter, also vier Quantenzahlen, erforderlich.