Atommodell führte Rutherford den nach ihm benannten Streuversuch durch. Dabei bestrahlte er eine dünne Goldfolie mit α Teilchen.

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1 Atommodell nach Rutherford 1911 führte Rutherford den nach ihm benannten Streuversuch durch. Dabei bestrahlte er eine dünne Goldfolie mit α Teilchen. Beobachtung: Fast alle Teilchen fliegen ungestört durch. Nur wenige werden abgelenkt. 1

2 Atommodell nach Rutherford Schlussfolgerungen aus dem Streuversuch Die grundlegende Erkenntnis des Streuversuches war, dass ein Atom aus einem Atomkern und einer Hülle besteht Die positive Ladung muss im Kern sitzen und durch negative Ladungen in der Hülle neutralisiert werden. 2

3 Atommodell nach Bohr-Sommerfeld Niels Bohr wandte auf die Vorstellung des Kern- Schale Modells die von Max Planck um 1900 entwickelte Quantentheorie an. Bohr fasste die Elektronen als Teilchen auf, die sich auf Kreisbahnen um den Atomkern bewegen. Dieses Modell wurde als Bohrsches Atommodell bekannt. Sommerfeld erweiterte dieses Modell dahingehend, dass sich Elektronen außer auf kreisförmigen Bahnen auch auf elliptischen Bahnen bewegen können. 3

4 Der Atomkern Im Inneren eines jeden Atoms befindet sich der Atomkern. In ihm konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms (99,95 %) auf kleinstem Raum (10-10 % des Atomvolumens). Der Rest des Atoms ist praktisch leer. Die Atomkerne bestehen aus zwei Arten von Kernbausteinen (Nukleonen), den Protonen und den Neutronen. Protonen tragen eine positive elektrische Ladung von 1,6022 * As (Ampersekunden; Coulomb) 4

5 Atommodell nach Bohr und Sommerfeld Für sein neues Atommodell stellte Bohr folgende Postulate auf: Elektronen umkreisen den Kern auf bestimmten Bahnen, wobei keine Energieabgabe erfolgt. Jede Elektronenbahn entspricht einem bestimmten Energieniveau E der Elektronen. Beim Übergang des Elektrons von einem höheren in ein niedrigeres Energieniveau wird die definierte Energie E = h νabgegeben. Das Elektronensystem ist nur in bestimmten, so genannten stationären Zuständen stabil, wobei gilt: 2π r m v = n h r : Radius der Elektronenbahn m : Masse des Elektrons v : Geschwindigkeit des Elektrons h : plancksches Wirkumsquantum n : Nummer der Bahn 5

6 Atommodell nach Bohr und Sommerfeld Die diskreten Elektronenbahnen wurden von Bohr als Elektronenschalen bezeichnet und mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P, Q benannt. N M L K Kern E Absorption Emission L K - - E L E = EL EK = h ν E K Eine Elektronenschale entspricht einem ganz bestimmten Energiezustand und wird als diskretes Energieniveau bezeichnet 6

7 Atommodell nach Bohr und Sommerfeld Beim Beschuss von Quecksilberatomen mit Elektronen konnte nachgewiesen werden, dass nur bei einer Beschleunigungsspannung von 4,9 V ein höheres Energieniveau angeregt wird. Die aufgenommene Energie wurde als Strahlung mit einer klar definierten Frequenz wieder abgegeben. Beispiel Anregung: E a -E 1 = U e E a -E 1 = 4,9 V 1, A s E a -E 1 = 7, J Beispiel Emission: E a -E 1 = h ν ν = 7, J / 6, J ν = 1, s -1 7

8 Atommodell nach Bohr und Sommerfeld Die Anzahl der Elektronen pro Schale beträgt maximal 2n² und entspricht der Anzahl der Elemente in jeder Periode des PSE. (n drückt in kleinen ganzen Zahlen (1, 2, 3.) die Folge der Elektronenschalen aus) Auch für die von A. Sommerfeld vorhergesagten elliptischen Elektronenbahnen konnten diskrete Energiezustände berechnet werden. Sommerfeld benannte diese Niveaus mit den kleinen Buchstaben: s, p, d, f. Auch diesen Buchstaben wurden Zahlen zugeordnet (0 3). Bei Elektronenübergängen zwischen diesen diskreten Energieniveaus werden definierte Energiepakete absorbiert bzw. emittiert. Diese Energiepakete wurden zuerst von MAX PLANCK als Energiequanten bezeichnet. Sommerfeld übernahm diese Bezeichnung für die den Energieniveaus zugeordneten Zahlen und führte den Begriff der Quantenzahlen ein. Die Hauptenergieniveaus (Bohr) werden daher entsprechend als Hauptquantenzahl n bezeichnet, die Unterniveaus (Sommerfeld) als Nebenquantenzahl l. 8

9 Atommodell nach Bohr und Sommerfeld Grenzen des Modells Leistungen Elektronen können sich nur auf bestimmten Bahnen aufhalten. Jeder dieser Bahnen entspricht ein diskretes Energieniveau. Aufstellen von Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen. Herstellen eines Zusammenhanges zwischen Elektronenkonfigurationen und Eigenschaften der Elemente im Periodensystem. Erklärung des Linienspektrums von Wasserstoff und Bestätigung der Spektralanalyse als Methode zur Untersuchung des Aufbaus der Atomhülle. Grenzen Die Bewegung der negativen Elektronen auf Bahnen um den positiven Kern widerspricht den Gesetzen der klassischen Physik. Die chemische Bindung kann mit diesem Modell nicht erklärt werden. Ab der dritten Periode im PSE entspricht die Anzahl der Elemente in der Periode nicht mehr der maximalen Anzahl der Elektronen der Elektronen nach der Formel 2n². Die Intensität der emittierten Strahlung und die viel größere Anzahl von Linien in Spektren von Atomen mit mehr als zwei Elektronen sind nicht zu deuten. 9

10 Der Welle-Teilchen Dualismus Das quantenmechanische Atommodell Nach dem Bohrschen Atommodell hatte man zu Beginn des 20. Jh das Gefühl, dass im mikroskopischen Bereich die Gesetze der klassischen Physik nur eingeschränkt gültig seien legte Lois-Victor de Broglie Überlegungen vor, dass kleine schnell bewegte Teilchen Wellencharakter haben. Er berechnete die Wellenlänge einer Strahlung, die Elementarteilchen aussenden, wenn sie sich mit hoher Geschwindigkeit bewegen. Planck E = h ν h plancksches Wirkungsquantum ν Frequenz der Strahlung Einstein E = m c² m Masse des bewegten Teilchens c Lichtgeschwindigkeit c = ν λ λ Wellenlänge der Strahlung 10

11 Geschichte des Atommodell Demokrit ( BC) Atom-Idee John Dalton erstes Atommodell 1803 Lorenzo Avogadro Atomvolumen 1811 Wilhelm Röntgen X-Strahlen Antoine h. Becquerel Radioaktivität 1896 Sir Joseph Thomson Elektronen 1897 Max K. E. L. Planck Quantenphysik 1900 Frederick Soddy Isotope 1900 Sir Ernest Rutherford Kern-Hülle-Modell 1911 Niels Bohr Planeten-Modell 1913 Wolfgang Pauli Ausschließungs-Prinzip 1924 Werner K. Heisenberg Quantenmechanik 1926 Erwin Schrödinger Wellenmechanik 1926 Max Born Statistische Quantenmechanik