Die Atomvorstellung von den Griechen bis zum Bohrschen Atommodell

Die Atomvorstellung von den Griechen bis zum Bohrschen Atommodell Moritz Diekgräf, Jessica v. Holdt, Julius Plenz 26. März 2008 Inhaltsverzeichnis 1 Die Suche nach der Ursubstanz 2 1.1 Griechische Naturphilosophen............................ 2 1.2 Mittelalter....................................... 3 1.3 Ursprünge der heutigen Atomtheorie......................... 3 2 Das Thomsonsche Atommodell 3 2.1 Die Entwicklung des Modells............................. 4 2.2 Das Modell...................................... 4 2.3 Stärken und Schwächen................................ 5 3 Das Rutherfordsche Atommodell 5 3.1 Rutherfordsche Streuformel.............................. 6 3.2 Modellvorstellung................................... 6 3.3 Stärken und Schwächen................................ 7 4 Das Bohrsche Atommodell 7 4.1 Balmer- und Rydberg-Serie.............................. 7 4.2 Die Bohrschen Postulate............................... 8 4.3 Berechnungen..................................... 8 4.3.1 Die Bohrsche Quantenbedingung...................... 8 4.3.2 Der Durchmesser des Wasserstoffatoms................... 9 4.4 Das Wasserstoffspektrum............................... 10 4.5 Probleme....................................... 11 5 Quellen 11

1 Die Suche nach der Ursubstanz 2 1 Die Suche nach der Ursubstanz Heutzutage haben wir eine sehr genaue Vorstellung vom Aufbau der Atome. Hinter dieser Vorstellung steht jedoch ein sehr langer Entwicklungsprozess. Schon vor mehr als 2500 Jahren stellten die Menschen sich die Frage nach dem Ursprung aller Dinge. 1.1 Griechische Naturphilosophen Besonders die griechischen Philosophen setzten sich mit dieser Frage auseinander und versuchten eine Antwort darauf zu finden, man nennt sie auch Naturphilosophen, weil sie sich besonders für die Prozesse und Veränderungen in der Natur interessierten. Sie fragten sich vor allem, wie so viele unterschiedliche Veränderungen in der Natur stattfinden können. Die ersten Naturphilosophen waren der Meinung, dass es einen bestimmten Urstoff geben müsse, der hinter all den Veränderungen stecke. Zu diesen Philosophen gehörten THALES VON MILET (*624 v. Chr., 545 v. Chr.), ANAXIMENES (*570 v. Chr., 526 v. Chr.) und HERAKLIT (*540 v. Chr., 480 v. Chr.). THALES glaubte, Wasser sei der Urstoff für alles Leben auf der Welt, ANAXIMENES hielt die Luft für diesen Urstoff und HERAKLIT wiederum das Feuer. Alle diese Philosophen glaubten also an einen einzigen Urstoff, aus dem alles andere gemacht ist. Als problematisch stellte sich jedoch die Frage heraus, wie sich dieser Stoff zu immer wieder anderen Dingen verändern konnte. Der Philosoph PARMENIDES (*540, v. Chr., 480 v. Chr.) vertrat eine völlig andere Ansicht als diese drei Philosophen. Er behauptete, dass alles, was existiert schon immer da gewesen sein müsse, denn aus Nichts könne nichts werden. Und nichts, was nicht existiert, kann zu Nichts werden. PAR- MENIDES hielt Veränderung für unmöglich und war der Auffassung, dass nichts zu etwas anderem werden könne. Dass aber dennoch Veränderungen in der Natur beobachtbar waren erklärte er damit, dass uns unsere Sinne täuschen und ein falsches Bild vermitteln würden. Mit diesen beiden Gegensätzen befasste sich der Philosoph EM- PEDOKLES (*494 v. Chr., 434 v. Chr.). Er gab beiden Positionen Recht, natürlich könne sich ein bestimmter Stoff nicht zu etwas anderem verändern, dennoch müsse man dem glauben, was man sieht, also seinen Sinnen vertrauen. EMPEDOKLES war der Meinung, dass der Fehler darin lag, dass alle vorherigen Naturphilosophen davon ausgegangen waren, dass es nur einen einzigen Urstoff gebe. Er behauptete, dass die Natur aus insgesamt vier verschieden Grundelementen zusammengesetzt sei: Feuer, Wasser, Luft und Erde. Abb. 1: Die vier Elemente nach EMPEDOKLES Alle Veränderungen in der Natur würden dadurch hervorgerufen, dass diese vier Elemente sich miteinander vermischen und wieder voneinander trennen. So erklärte er gleichzeitig die Veränderung, die unsere Sinne wahrnehmen und auch, dass sich ein bestimmter

1.2 Mittelalter 3 Stoff nicht zu etwas völlig anderem verwandeln kann. EMPEDOKLES vertrat außerdem die Auffassung, dass es in der Natur zwei Kräfte gebe, die die Ursache für das Vermischen und Wieder-Trennen der vier Grundelemente seien diese Kräfte nannte er Liebe und Streit. Einer der letzten großen Naturphilosophen war DEMOKRIT (*460 v. Chr., 370 v. Chr.). DEMOKRIT nahm an, dass alles aus kleinen, unsichtbaren Bausteinen zusammengesetzt ist, von denen jeder ewig und unveränderlich ist. Diese kleinsten Teilchen nannte er Atome (von gr. ατoµoς, unteilbar). DEMOKRIT war der Auffassung, dass es unendlich viele unterschiedliche Atome gibt, manche rund und glatt, andere eckig und krumm, die sich also in Form und Größe unterscheiden. Außerdem ließen sie sich beliebig anordnen, sodass unterschiedliche Dinge entstehen könnten. Atome befänden sich in ständiger Bewegung und würden durch äußere Einflüsse verändert. Die damaligen Philosophen waren jedoch nicht in der Lage ihre Hypothesen durch Experimente zu beweisen. Lange Zeit beschäftigten sich die Menschen nicht mehr mit Grundelementen oder kleinsten Teilchen. 1.2 Mittelalter Um 1400 versuchten die Alchimisten aus Stoffen wie Blei Gold herzustellen, scheiterten jedoch daran. Sie leisteten allerdings große Vorarbeit für die spätere experimentelle Physik. 1.3 Ursprünge der heutigen Atomtheorie Erst 1803 griff der englische Chemiker JOHN DALTON die Idee von DEMOKRIT wieder auf. Dalton gilt damit als der Begründer der modernen Atomtheorie. Er postulierte[1] folgende Materievorstellung, die auch als Kugelmodell bezeichnet wird: 1. Materie besteht aus kleinsten kugelförmigen Teilchen Atomen. 2. Diese Atome sind unteilbar und können weder geschaffen noch zerstört werden. 3. Alle Atome eines chemischen Elements sind untereinander gleich. Atome unterscheiden sich nur in der Masse von Atomen anderer Elemente. 4. Diese Atome können chemische Bindungen eingehen und aus diesen auch wieder gelöst werden. 5. Das Teilchen einer Verbindung wird aus einer bestimmten, stets gleichen Anzahl von Atomen der Elemente gebildet, aus denen die Verbindung besteht. 2 Das Thomsonsche Atommodell Unmittelbar vor den Erkenntnissen THOMSONS war die Atomphysik geprägt durch die Vorstellungen von DALTON (s.o.). Die Annahme dieses Kugelmodells ermöglichte es, viele wesentliche

2.1 Die Entwicklung des Modells 4 Eigenschaften von Gasen zu erklären und bildete insofern die Grundlage für die Erklärung des Teilchenmodells und der Aggregatzustände. Auch für die Reihung und Klassifizierung der Elemente sowie die Massegesetze hielt dieses Kugelmodell eine Lösung parat. Hatte dieses Postulat zwar einige Antworten auf elementare Fragen, so zeigte sich doch eine fundamentale Schwäche: es konnte keinerlei elektrophysikalische oder elektrochemische Erscheinungen erklären. (Im Jahre 1881 hatte HELMHOLTZ aus den faradayschen Gesetzen und Versuchsergebnissen bei der Elektrolyse geschlossen, dass Atome Träger elektrischer Ladung sind.) 2.1 Die Entwicklung des Modells Maßgeblicher Meilenstein bei der Entstehung des Thomsonschen Atommodells war die Entdeckung der Korpuskeln bzw. Elektronen durch THOMSON. (Der Begriff Elektron wurde erst später durch GEORGE J. STONEY geprägt.) Abb. 2: Schematische Zeichnung einer Braunschen Röhre Der Physiker PLÜCKER hatte 1859 die so genannten Kathodenstrahlen also die Emission bläulichen Lichtes bei einer negativen Elektrode in einem Glasbehälter mit Vakuum entdeckt. Diese waren in der Lage, einen kleinen Propeller in Bewegung zu setzen, hatten eine negative Ladung und waren ablenkbar im Magnetfeld. Im Rahmen seiner Forschungsaktivität beschäftigte sich auch THOMSON intensiv mit den Kathodenstrahlen. Dabei übernahm er im Wesentlichen den Versuch von BRAUN (s. Abb. 2), reduzierte jedoch den Anteil der verbleibenden Luft im Vakuum, da bei BRAUN die restliche Luft isolierend wirkte und somit das Ergebnis verfälschte. Bei der Untersuchung, zu welchem Ausmaß sich ein Kathodenstrahl durch magnetische und elektrische Felder in einem vakuumgefüllten Gefäß ablenken lässt, griff THOMSON die Erkenntnis der Röntgenstrahlen auf, die Gas in einem Glasbehälter ionisieren, sodass das Gas elektrisch leitfähig wurde. Dadurch erlangte er eine exaktere Methode zur Untersuchung der Kathodenstrahlen. 1897 konnte THOMSON anhand dieser Versuche die Existenz von negativ geladenen Teilchen (Elektronen), die kleiner als das kleinste Atom waren (er berechnete das Verhältnis e/m), in dem Kathodenstrahl beweisen. Aus der Tatsache, dass verschiedene Stoffe Elektronen mit immer derselben Masse emittierten schloss er, dass in allen Atomen die gleichen Elektronen vorhanden sind. 2.2 Das Modell Ausgehend von den Beobachtungen oben genannten Versuchs postulierte THOMSON 1903 sein Atommodell. In seiner Arbeit[2] diesbezüglich heißt es: We suppose that the atom consists of a number of corpuscles moving about in a sphere of uniform positive electrification.

2.3 Stärken und Schwächen 5 Abb. 3: Rosinenkuchenmodell Bereits 1886 beobachtete der Physiker GOLDSTEIN, dass Atome positiv geladen sind, sobald man ihnen Elektronen entzieht. Da Atome nach außen hin neutral geladen sind, müssen in dem Atom sowohl positive als auch negative Ladungen vorhanden sein. THOMSON nahm also an, dass das Atom aus einer gleichförmig positiv geladenen Masse besteht, in der sich Elektronen befinden. Da die Verteilung der Elektronen in diesem Modell der Verteilung von Rosinen in einem Kuchen entspricht, spricht man bei dem Thomsonschen Atommodell auch von dem Rosinenkuchenmodell (s. Abb. 3). Um die Neutralität des Atoms zu wahren, geht Thomson von gleich vielen negativen wie positiven Teilchen aus. Die Periodizität der Elemente ließ sich in dieser Atomhypothese durch unterschiedliche geometrische Anordnungen der Elektronen erklären. Die Eigenschaften eines Elementes seien jeweils durch die innersten Elektronen der entsprechenden Atome determiniert. Lichtemission ließ sich als durch äußere Störungen verursachte Schwingungen der Elektronen erklären. 2.3 Stärken und Schwächen Der bahnbrechende Erfolg des Thomsonschen Atommodells war die erstmalige Annahme einer inneren Struktur des Atoms, womit sich auch elektrophysikalische oder elektrochemische Erscheinungen erklären ließen. Die Schwächen des Modells traten mit dem Rutherfordschen Streuungsversuch zu Tage. 3 Das Rutherfordsche Atommodell An der University of Manchester beobachtete ein Student ERNEST RUTHERFORDS (*30. August 1871; 19. Oktober 1937), ERNEST MARSDEN, bei der Untersuchung der Streuung von α-strahlung durch eine Goldfolie, dass die Strahlen zum Teil zurückprallten. Dies ließ sich mit keinem der bisher gängigen Atomhypothesen plausibel erklären, so dass RUTHERFORD den Versuch mehrfach wiederholen ließ. Abb. 4: Der Rutherfordsche Streuungsversuch Konkret sah der Versuch so aus, dass die Strahlenquelle (Radium) in einen angebohrten Bleiblock platziert wurde, damit α-strahlen austreten, die im Folgenden auf eine Goldfolie treffen (s. Abb. 4). Im üblichen und vorhergesehenen Fall durchlaufen die Strahlen die Goldfolie ungebrochen und färben den photographischen Film an der Stelle ihres Aufpralls schwarz. Allerdings konnte man bei dem Versuch bei ca. einem von 8000 Teilchen beobachten, dass sie nicht ungebrochen durch die Goldfolie fließen, sondern stark abgelenkt oder sogar zurückgeworfen werden. Dieses Phänomen empfand RUTHERFORD

3.1 Rutherfordsche Streuformel 6 folgendermaßen: It was almost as incredible as if you fired a 15-inch shell at a piece of tissue paper and it came back and hit you. [3] Da das Ergebnis wiederholt auftauchte, überdachte RUTHERFORD die bekannten Atommodelle und kam 1911 zu einer neuen Konklusion, die das Postulat THOMSONS korrigierte. 3.1 Rutherfordsche Streuformel Die Rutherfordsche Streuformel 1 gibt an, mit welcher Wahrscheinlichkeit ein α-strahl in den Raumwinkel dω gestreut wird: dσ dω = Z 2 1 Z2 2 e4 256π 2 ε 2 0 E2 Kin 1 sin 4 ϑ 2 ( Z 1 Z 2 e 2 ) 2 = 4πε 0 4 E Kin 1 sin 4 ϑ 2 (1) 3.2 Modellvorstellung Um die beobachteten Phänomene erklären zu können, stellte RUTHERFORD 1911 die Hypothese auf, dass die positive Ladung und das Gros der Masse in einem Atomkern konzentriert ist, der von Elektronen umgeben ist (um die Neutralität des Atoms zu wahren, s. Abb. 5). Da sich gleichnamig geladene Teilchen abstoßen, erklärt sich durch den positiv geladenen Atomkern die teilweise Ablenkung der positiv geladenen α- Strahlen. Die Masse des Atomkerns muss überdies entscheidend größer sein als die der α-strahlen, damit nicht der Atomkern, sondern die α-strahlen abgestoßen werden. Ergo die Konzentration von ca. 99,9% der Masse im Atomkern. Dieser Kern ist ungefähr 100 000 Mal kleiner als das gesamte Atom (Vergleich: Kirschkern und Kugel mit der Höhe des Eifelturms als Durchmesser). Abb. 5: Atomvorstellung nach RUTHERFORD Mithilfe der Streuformel, die aus dem coulombschen Gesetz abgeleitet wird, berechnete RUTHER- FORD die Kernladungszahl Z für verschiedene Materialien, wobei nur ganzzahlige Vielfache der Elementarladung auftraten. Dementsprechend hat das Atom einen Z-fach positiv geladenen Kern, der von Z Elektronen umgeben wird, die die Kernladung neutralisieren. 1 Die Herleitung würde den Rahmen dieses Dokumentes sprengen sie wird daher nur bei der Präsentation vorgeführt.

3.3 Stärken und Schwächen 7 3.3 Stärken und Schwächen Zwar konnte dieses Modell im Gegensatz zum Thomsonschen Atommodell die beim Streuversuch auftretenden Phänomene erklären, doch lieferte es keine Erklärung für die Spektrallinien diverser Gase und erklärte nicht, warum die Elektronen nicht langfristig in den Kern stürzen (nach MAX- WELL strahlt kreisende Ladung permanent Energie ab). 4 Das Bohrsche Atommodell Der dänische Physiker NIELS BOHR 2 (*7. Oktober 1885; 18. November 1962) entwickelte im Jahre 1913 das nach ihm benannte Bohrsche Atommodell, das zwar der heutigen Quantephysik widerspricht, aber in den Anfängen der Quantentheorie eine sehr gute Übergangsvorstellung darstellte. Abb. 6: Untersuchung der Spektrallinien von Wasserstoff Der Grund für die Entwicklung eines weiteren Atommodells war vor allem die Unzulänglichkeit des RUTHERFORDSCHEN Atommodells, die bei Gasen auftretenden Spektralabsorptionslinien zu erklären. 4.1 Balmer- und Rydberg-Serie Der Gymnasiallehrer BALMER (*1. Mai 1825; 12. März 1898) entdeckte ohne konkrete Theorie, lediglich durch Probieren im Jahre 1885 die später nach ihm benannte Balmer-Serie, die für beliebige n N 3 die Frequenzen von Lichtquanten, die von Wasserstoffatomen absorbiert bzw. emittiert werden, angibt: ( 1 f n = f R 2 2 1 ) n 2 mit f R = 3,288102 10 15 Hz (RYDBERG-Frequenz) Der schwedische Physiker JANNE RYDBERG erweiterte (zusammen mit RITZ) 1888 die Formel, um weitere, von BALMER nicht entdeckte Absorptionsspektren zu beschreiben. Für diese nach ihm benannten Rydberg-Serien war der Aufbau der Formel zwar gleich, allerdings ersetzte er BALMERS Zwei im Nenner durch ein allgemeines n 1, das Werte 2 annehmen konnte. 2 1922 Nobelpreis für Physik für seine Verdienste um die Erforschung der Struktur der Atome und der von ihnen ausgehenden Strahlung

4.2 Die Bohrschen Postulate 8 4.2 Die Bohrschen Postulate BOHR legte zwei Postulate fest, auf deren Grundlage er dann sein Modell stellte: 3 1. Postulat (Stabilitätsbedingung): Das Elektron kann nur auf bestimmten, Quantenbedingungen erfüllenden Bahnen um den Atomkern laufen. In diesen Zuständen emittiert bzw. absorbiert das Atom keine Energie. Jede Quantenbahn entspricht einer Energiestufe des Atoms. Diese Energiestufen bilden eine diskrete Folge E 1, E 2, E 3,.... 2. Postulat (Frequenzbedingung): Beim Übergang von einem stationären Energiezustand E n in einen stationären Energiezustand E k emittiert bzw. absorbiert das Atom die Energie E n E k. Bei der Emission von Energie vollzieht das Elektron einen Bahnwechsel aus einer Energiestufe E n in eine Stufe E k von niedrigerer Energie. Die Energie E n E k wird in Form eines Lichtquants hf nk abgegeben. Bei Absorption von Energie vollzieht das Elektron einen Bahnwechsel aus einer Enerfiestufe E k in eine Stufe E n von höherer Energie. Das Atom kann nur Strahlung solcher Frequenzen emittieren oder absorbieren, die den Energiedifferenzen zweier stationärer Zustände des Atoms entsprechen. Abb. 7: Schematische Zeichnung des Bohrschen Atommodells 4.3 Berechnungen BOHR legte seinem Modell diese (durch Experimente gestützten) Postulate zu Grunde, um dann Berechnungen zum Radius des Atoms und zur Geschwindigkeit der Elektronen anzustellen. BOHR geht in diesen Berechnungen 4 von kreisförmigen Bahnen, auf denen sich die Elektronen strahlungsfrei was im Gegensatz zu den Erkenntnissen MAXWELLS steht bewegen, aus. Sein Ansatz steht im krassen Gegensatz zur klassischen Physik [5]; BOHR kombiniert aber trotz dessen Ansätze bzw. Gesetze der klassischen mit denen der Quantenphysik. 4.3.1 Die Bohrsche Quantenbedingung Die Bohrsche Quantenbedingung ist die mathematische Formulierung seines ersten Postulats. Legt man die DE BROGLIE-Wellenvorstellung der Elektronen zu Grunde (die zwar erst 1924 entwickelt wurde BOHR also unbekannt war aber sehr zum Verständnis beiträgt), dann ist die Länge der Elektronenwelle gleich dem Quotient aus Planckschem Wirkungsquantum und Drehimpuls: λ = h p = h mv 3 Zitiert nach [4, S. 129] 4 Nach [5, Anhang]

4.3 Berechnungen 9 Der Umfang der Bahnen muss nun ganzzahliges Vielfaches (auch Quantenzahl genannt) dieser Wellenlänge sein, denn sonst würde sich die Welle durch Interferenz selbst vernichten. Durch diesen Gedanken kommt man auf die mathematische Formulierung des 1. Bohrschen Postulats: 2πr = nλ = nh mv (2) 4.3.2 Der Durchmesser des Wasserstoffatoms Ausgehend davon, dass die elektrostatische Anziehungskraft F e zwischen Kern und Elektron gleich der Zentripetalkraft F z sein muss (damit das Elektron auf seiner Kreisbahn verbleibt), stellte BOHR die Gleichung F e = F z e 2 4πε 0 r 2 = mv2 r bzw. auf. mv 2 = e2 4πε 0 r Nun teilte er (3) durch die nach nh aufgelöste Gleichung (2): (3) mv 2 2πrmv = e2 4πε 0 r 2πrmv Umgestellt, gekürzt und nach v n (Geschwindigkeit der Elektronen auf Bahn n) aufgelöst ergibt sich: v n = e2 1 (4) 2ε 0 h n Setzt man nun (2) wieder nach nh aufgelöst in obige Gleichung (4) ein und löst nach r n, also dem Radius der Bahn n auf, dann ergibt sich: r n = ε 0h 2 πe 2 m n2 (5) Wenn man nun die Gleichungen (4) und (5) betrachtet, so sieht man, dass sich die Verhältnisse der Geschwindigkeiten v n und der Radien r n sich wie die Kehrwerte bzw. die Quadrate der natürlichen Zahlen verhalten. Wird nun v n für n = 1 berechnet, so ergibt sich v 1 = e2 2ε 0 h 1 1 137 c 2,2 106 m s.

4.4 Das Wasserstoffspektrum 10 Das Elektron umkreist den Kern nach dieser Berechnung also auf der innersten Bahn mit einer Geschwindigkeit von ungefähr 2200 Kilometern pro Sekunde. 4.4 Das Wasserstoffspektrum Laut des zweiten Postulats muss bei Anhebung eines Elektrons von der innersten r 1 -Bahn auf die r 2 -Bahn eine gewisse Energie W e zugeführt werden. Diese Energie erhält man, indem man über die elektrostatische Anziehungskraft F e integriert 5 : W e = r 2 r 1 e 2 4πε 0 r 2 dr Nach dem Hauptsatz der Differential- und Integralrechnung gilt nun: W e = r 2 e2 r 2 dr = 4πε 0 r 1 e 2 ( 1 1 ) 4πε 0 r 1 r 2 Wird nun für r 1/2 die Gleichung (5) eingesetzt und vereinfach, ergibt sich: W e = me4 4πε 2 0 h2 ( 1 n 2 1 1 n 2 2 Dadurch aber, dass das Elektron auf einer Bahn gehoben wird, die weiter außen liegt, und nach (4) auch eine geringere Geschwindigkeit hat, wird eine gewisse kinetische Energie frei: W kin = 1 2 m v2 = 1 ( 2 m(v2 1 v2) 2 = me4 1 8πε 2 0 h2 n 2 1 ) 1 n 2 2 W kin entspricht genau der Hälfte der Coulombschen Anziehungskraft. Um ein Elektron also von der r 1 - auf die r 2 -Bahn zu heben, wird folgende Gesamtenergie benötigt: ( W = W e W kin = me4 1 4πε 2 0 h2 n 2 1 ) 1 n 2 2 Die Energiezu- bzw. Abnahme des Atoms geschieht durch Absorption bzw. Emission eines Lichtquantes, dessen Energie sich laut dem Grundsatz der Quantentheorie zu W = hf ergibt. Es gilt also: ( W = hf = me4 1 4πε 2 0 h2 n 2 1 ) 1 n 2 2 Also gilt für die Frequenz die folgende Beziehung: ( f = me4 1 4πε 2 0 h3 n 2 1 ) ( 1 1 n 2 = f R 2 n 2 1 ) 1 n 2 2 ) (6) 5 Integriert man über eine Kraft nach einer Länge, so hat das Integral die Einheit N m = J, also Energie

4.5 Probleme 11 Für n 1 = 2 ergibt dies genau die Gleichung, die BALMER induktiv bestimmt hatte. BOHR konnte durch diese Gleichung als erster Physiker überhaupt die (schon empirisch beobachtete) RYDBERG- Konstante f R auf bereits bekannte Naturkonstanten zurückführen. 4.5 Probleme Zwar konnten mit dem Bohrschen Atommodell die Spektralabsorptionslinien sowie der Franck- Hertz-Versuch erklärt werden, außerdem errechnete BOHR einen sehr guten Näherungswert für die Größe von Wasserstoffatomen. Allerdings scheitert das Bohrsche Atommodell schon bei der Vorhersage der Spektren für Atome mit mehr als einem Elektron, sowie bei der Erklärung chemischer Bindungen. Außerdem verletzt die Vorstellung eines Elektrons, das sich auf einer so kleinen, aber dennoch definierten Bahn bewegt die von HEISENBERG 1927 formulierte Unschärferelation. 5 Quellen [1] WIKIPEDIA DEUTSCHLAND: Atommodelle Daltons Atomhypothese. http: //de.wikipedia.org/wiki/daltons_atomhypothese#daltons_ Atomhypothese_.281803.29. [2] J. J. THOMSON: On the Structure of the Atom: an Investigation of the Stability and Periods of Oscillation of a number of Corpuscles arranged at equal intervals around the Circumference of a Circle; with Application of the Results to the Theory of Atomic Structure. http://leifi.physik.uni-muenchen.de/web_ph12/umwelt_ technik/10atom_thom/originalarb.htm, 1904. [3] MARTIN ABART: Facharbeit: Der Start der atomaren Forschung: Rutherfords Atommodell. http://pluslucis.univie.ac.at/fba/fba99/abart/abschnitta.htm. [4] WILHELM SCHRAML: Atomphysik. Bayrischer Schulbuchverlag, München, 1974. ISBN: 3-7627-3049-0. [5] PROF. FRIEDRICH DORN, PROF. DR. FRANZ BADER: Physik: Oberstufe. Schroedel Schulbuchverlag GmbH, Hannover, 1977. ISBN: 3-507-86158-5. [6] GERD BOYSEN, DR. HARRI HEISE, DR. JOACHIM LICHTENBERGER, HARALD SCHEPERS, DR. HANS-JOACHIM SCHLICHTING: Oberstufe Physik Band 2. Cornelsen Verlag, Berlin, 1998. ISBN: 3-464-03439-9. [7] DEPT. PHYSIK, UNI MÜNCHEN: Atommodell von Thomson. http://leifi.physik. uni-muenchen.de/web_ph12/umwelt_technik/10atom_thom/atom_thom. htm. [8] Rutherford scher Streuungsversuch im Chadwick-Aufbau. http://www.fabianriek. com/pdf/04_protokoll.pdf. [9] WAS IST WAS?: Joseph John Thomson der Entdecker des Elektrons.

5 Quellen 12 [10] WIKIPEDIA DEUTSCHLAND: Thomsonsches Atommodell. http://de.wikipedia. org/wiki/thomsonsches_atommodell. [11] UNITERRA BERLIN: Atommodelle: Rutherford sches Atommodell. http://www. uniterra.de/rutherford/kap009.htm. [12] Rutherfordscher Streuungsversuch. http://home.germany.net/101-92989/ atom/arbeiten/gruppe2/arbeit22.htm. [13] JOSTEIN GAARDER: Sophies Welt. Roman über die Geschichte der Philosophie. Dtv, München, Neuauflage 1999. ISBN: 3-42-3620005. [14] DATABECKER: Computerlexikon auf drei CDs, 2000.