Grundlagen der Atomphysik: Spektren, Quanten & Modelle

Atomspektren

Wenn Elementen im gasförmigen Zustand Energie zugeführt wird (z. B. durch Stoß oder Erhitzung), emittieren sie Strahlung bestimmter Wellenlängen. Wird diese Strahlung durch ein Prisma oder ein Spektroskop zerlegt, sieht man einzelne Linien. Die Gesamtheit dieser Linien wird als Emissionsspektrum bezeichnet. Wenn umgekehrt kontinuierliches Licht eine Substanz durchdringt, absorbiert diese bestimmte Wellenlängen. Diese erscheinen dann als dunkle Linien auf dem kontinuierlichen Hintergrund (Absorptionsspektrum).

Plancks Quantenhypothese

Die Untersuchung von Spektrallinien ermöglicht Rückschlüsse auf Energieänderungen bei Elektronenübergängen, die mit der Emission von Strahlung verbunden sind. Max Planck postulierte, dass Energie gequantelt ist, d. h., die von Atomen absorbierte oder freigesetzte Energie tritt nur in Vielfachen eines bestimmten Betrags, eines „Quants“, auf. Wenn ein Atom Strahlung der Frequenz ν emittiert, ist die freigesetzte Energie: E = h × ν (wobei h das Plancksche Wirkungsquantum ist).

Photoelektrischer Effekt

Einige Metalle emittieren Elektronen, wenn Licht (Strahlung) einer bestimmten Frequenz auf sie trifft. Dieses Phänomen wird als photoelektrischer Effekt oder Lichtelektrischer Effekt bezeichnet. Entscheidend für die Emission von Elektronen ist nicht die Intensität der Strahlung, sondern ausschließlich deren Frequenz ν.

Bohrsches Atommodell

Niels Bohr stützte sein Atommodell auf zwei Grundlagen: das Linienspektrum des Wasserstoffs (H) und Plancks Quantentheorie.

Kernaussagen des Bohrschen Modells:

• Elektronen können den Atomkern nur auf bestimmten, erlaubten Bahnen umkreisen.
• Auf diesen Bahnen bewegen sich die Elektronen strahlungsfrei, d. h., sie emittieren keine Energie.
• Wird einem Atom Energie zugeführt, kann ein Elektron auf eine energiereichere Bahn springen (angeregter Zustand).
• Fällt das Elektron später auf eine energieärmere Bahn zurück, emittiert das Atom ein Photon, dessen Energie der Energiedifferenz der beiden Bahnen entspricht.

Quanten, Regeln & Konfiguration

Quantenzahlen

Quantenzahlen beschreiben den Zustand eines Elektrons im Atom:

• Hauptquantenzahl (n): n = 1, 2, 3, 4, ... (bestimmt die Schale und das Energieniveau)
• Nebenquantenzahl (l): l = 0 bis n-1 (bestimmt die Form des Orbitals: l=0 → s-Orbital, l=1 → p-Orbital, l=2 → d-Orbital, l=3 → f-Orbital)
• Magnetquantenzahl (m_l): m_l = -l bis +l (bestimmt die räumliche Orientierung des Orbitals)
• Spinquantenzahl (m_s): m_s = +1/2 oder -1/2 (beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons)

Pauli-Prinzip

Zwei Elektronen in einem Atom können niemals in allen vier Quantenzahlen (n, l, m_l, m_s) übereinstimmen.

Hundsche Regel

Wenn für energiegleiche (entartete) Orbitale mehrere Elektronen zur Verfügung stehen, werden diese zunächst einzeln mit parallelem Spin besetzt. Erst danach werden die Orbitale mit einem zweiten Elektron mit antiparallelem Spin aufgefüllt.

Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale. Die Orbitale werden nach steigender Energie besetzt, oft nach dem Aufbauprinzip dargestellt:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → ...