Ein Atommodell ist eine Darstellung der inneren Struktur eines Atoms.
Im Laufe der Geschichte gab es für die Zusammensetzung der Materie mehrere Modelle, die sich bis zum heutigen Atommodell weiterentwickelten.
Nachfolgend finden Sie eine Zeitleiste der wichtigsten Atommodelle:
1. Modell des Demokrit von Abdera (450 v. Chr.)
Das demokritische Atommodell wurde vom griechischen Philosophen Demokrit von Abdera entwickelt . Demokrit glaubte, dass Materie aus kleinen unzerstörbaren oder unteilbaren Teilchen besteht, die er Atome nannte.
Demokrit, ein antiker griechischer Philosoph, war einer der ersten, der die Idee vertrat, dass Materie aus unteilbaren, nicht zusammenhängenden Teilchen, sogenannten „Atomen“, bestehe. In seiner Philosophie waren Atome die fundamentalen Einheiten der Wirklichkeit, sie waren ewig und unendlich klein.
Demokrit glaubte, dass verschiedene Arten von Materie aus der Kombination und Anordnung von Atomen im leeren Raum entstehen.
Bedeutung des Modells
Obwohl es Demokrits Modell damals an experimentellen Beweisen und einer soliden wissenschaftlichen Basis mangelte, legte es den Grundstein für die Idee, dass Materie aus diskreten, unteilbaren Einheiten besteht. Dieses Modell hatte jedoch keinen unmittelbaren Einfluss auf die wissenschaftliche Gemeinschaft seiner Zeit und wurde von anderen Ideen überholt, bis es im Zeitalter der modernen Wissenschaft mit größerer Kraft wieder auftauchte.
Der Beitrag von Demokrit ist grundlegend für die Entwicklung der Atomtheorie im Laufe der Geschichte und sein Konzept des „Atoms“ bildet die Grundlage unseres heutigen Verständnisses der Struktur der Materie.
2. John Dalton-Modell (1808)
Daltons Atomtheorie war das erste Modell mit wissenschaftlicher Grundlage. Dalton definierte den Begriff des Atoms und kam zu dem Schluss, dass bei chemischen Reaktionen Atome weder entstehen noch zerstört werden, sondern sich lediglich ihre Verteilung ändert.
Das Dalton-Atommodell, das von John Dalton im frühen 19. Jahrhundert vorgeschlagen wurde, war einer der ersten systematischen Versuche, die Natur der Materie und chemischer Reaktionen anhand von Atomen zu erklären.
Atome als unteilbare Einheiten
Dalton postulierte, dass Materie aus elementaren, unteilbaren Teilchen, den sogenannten Atomen, besteht. Jedes chemische Element bestand aus Atomen, die hinsichtlich Masse und chemischer Eigenschaften identisch waren.
Atome verschiedener Elemente
Atome verschiedener Elemente unterschieden sich hinsichtlich Masse und chemischer Eigenschaften voneinander. Dalton glaubte, dass Atome die grundlegenden und unteilbaren Einheiten der Materie seien und dass chemische Verbindungen durch die Kombination von Atomen verschiedener Elemente in festen und definierten Proportionen entstehen.
Erhaltung der Masse
Dalton postulierte, dass die Masse bei chemischen Reaktionen erhalten bleibt. Dies bedeutet, dass die Gesamtmasse der Atome in den Reaktanten gleich der Gesamtmasse der Atome in den Produkten nach einer chemischen Reaktion ist.
Feste Proportionen in Verbindungen
Dalton schlug das Gesetz der festen Proportionen vor, das besagt, dass Elemente sich in festen und konstanten Proportionen verbinden, um bestimmte chemische Verbindungen zu bilden. Dies bedeutet, dass sich die Atome der Elemente zu einfachen Ganzzahlen verbinden, um Verbindungen zu bilden.
Gesetz der multiplen Proportionen
Dalton formulierte außerdem das Gesetz der multiplen Proportionen. Dieses besagt, dass, wenn zwei Elemente mehr als eine Verbindung bilden, die Massen eines Elements, die sich mit einer festen Masse des anderen Elements verbinden, im Verhältnis einfacher ganzer Zahlen stehen.
3. Thomson -Modell (1904)
Thomson entdeckte das Elektron als subatomares Teilchen mit Kathodenstrahlröhren. Diese neuen Teilchen mit negativer Ladung wurden als Teil der Atomstruktur angesehen.
Thomsons Atommodell ist auch als Plumpudding-Modell bekannt, da J.J. Thomson das Atom als Plumpudding konzipierte. In diesem Modell würde das Atom aus einer positiven Masse bestehen, an die sich die Elektronen wie Rosinen an einem Kuchen heften würden.
Modellmerkmale
Thomson führte Experimente mit Kathodenstrahlröhren durch und entdeckte die Existenz negativ geladener subatomarer Teilchen, die er Elektronen nannte. Diese Entdeckung stellte die bisherige Vorstellung in Frage, dass Atome unteilbar und einheitlich seien.
Nach Thomsons Modell waren negativ geladene Elektronen in eine positiv geladene Matrix eingebettet. Dadurch entstand ein Gleichgewicht der elektrischen Ladungen, was zu einem insgesamt neutralen Atom führte. Visuell wurde das Atom mit einem „Rosinenpudding“ verglichen, wobei die Elektronen die „Rosinen“ und die positive Ladung die „Puddingmasse“ darstellten.
Thomson schlug vor, dass die positive Ladung gleichmäßig in der Struktur des Atoms verteilt sei, sodass die Elektronen darin im Gleichgewicht blieben. Diese Idee erklärte, wie Atome elektrisch neutral sein können, obwohl sie in ihrem Inneren getrennte elektrische Ladungen aufweisen.
Einschränkungen des Modells
Obwohl Thomsons Modell die Idee einführte, dass Atome subatomare Komponenten und Ladungen haben, erklärte es nicht, warum Elektronen aufgrund abstoßender elektrischer Kräfte zwischen negativen Ladungen nicht in den Kern kollabieren.
Thomsons Atommodell ging auch nicht darauf ein, wie die Elektronen in den Umlaufbahnen um den Kern angeordnet sind.
Bedeutung
Obwohl Thomsons Modell später durch vollständigere Modelle abgelöst wurde, veränderten seine Entdeckung der Elektronen und sein Vorschlag einer subatomaren Struktur das wissenschaftliche Verständnis der Zeit dramatisch.
Diese Erkenntnisse ebneten den Weg für zukünftige Entwicklungen in der Atomtheorie und legten den Grundstein für ausgefeiltere Modelle zur Erklärung der Anordnung und des Verhaltens von Elektronen in Atomen.
4. Rutherford -Modell (1911)
Im Rutherford-Modell, das auch als „Planeten-“ oder „Atomkern“-Modell bekannt ist, behauptete Ernest Rutherford, dass Atome durch elektrische Ladungen leicht transponierbar seien. Sein Modell definierte das Atom als einen schweren Kern mit einer positiven Ladung und die Elektronen rotierten so um ihn, dass der größte Teil des Atoms aus leerem Raum bestand.
Rutherfords Atommodell markierte zu Beginn des 20. Jahrhunderts einen entscheidenden Fortschritt im Verständnis der Atomstruktur. Die wichtigsten Aspekte dieses Modells werden nachfolgend detailliert beschrieben:
Experiment
Rutherford und sein Team führten ein Experiment durch, bei dem sie Alphateilchen (Heliumkerne) auf eine dünne Goldplatte feuerten. Sie gingen davon aus, dass die Teilchen mit geringer Ablenkung durch die Folie hindurchfliegen würden, da man damals allgemein glaubte, dass Atome größtenteils aus leerem Raum bestehen.
Entdeckung des Atomkerns
Das Ergebnis war jedoch überraschend: Einige Alphateilchen wurden deutlich abgelenkt und prallten sogar zurück. Rutherford kam zu dem Schluss, dass dies nur erklärt werden könne, wenn Atome in ihrem Zentrum einen kleinen, dichten, positiv geladenen Kern hätten, in dem der Großteil der Atommasse konzentriert sei.
Leerer Raum im Atom
Aufgrund seines Experiments gelangte Rutherford außerdem zu dem Schluss, dass das Atom größtenteils aus leerem Raum besteht, da die meisten Alphateilchen die Goldfolie ohne jegliche Ablenkung durchdrangen.
Obwohl Rutherfords Atommodell das Konzept eines zentralen Atomkerns einführte, bot es keine detaillierte Erklärung dafür, wie die Elektronen um den Atomkern herum angeordnet sind. Aufgrund der elektrischen Kräfte zwischen den entgegengesetzten Ladungen hätten die Elektronen gemäß den klassischen elektromagnetischen Gesetzen in den Kern kollabieren müssen.
Bedeutung des Atommodells
Trotz seiner Einschränkungen war Rutherfords Modell ein wichtiger Meilenstein. Er führte die Vorstellung ein, dass Atome in ihrem Zentrum einen dichten, positiv geladenen Kern hätten, womit er einige der Fragen löste, die durch frühere Modelle aufgeworfen worden waren.
Darüber hinaus ebnete dieses Modell den Weg für spätere Entwicklungen in der Atomtheorie, wie beispielsweise das Bohrsche Atommodell.
5. Atommodell von Niels Bohr (1913)
Bohrs Atommodell war eine Modifikation von Rutherfords Modell: Das Atom ist wie „ein mikroskopisches Sonnensystem“, in dem Elektronen den Kern umkreisen. Bohr ging davon aus, dass sich Elektronen auf Kreisbahnen um den Atomkern bewegen.
Das von Niels Bohr zu Beginn des 20. Jahrhunderts vorgeschlagene Atommodell stellte einen bedeutenden Fortschritt im Verständnis der Atomstruktur und der Natur der Elektronenbahnen dar.
Diskrete Energieniveaus
Bohr postulierte, dass sich die Elektronen in einem Atom nicht in kontinuierlichen Bewegungen, sondern in diskreten, quantisierten Umlaufbahnen um den Atomkern bewegen. Jede Umlaufbahn entsprach einem bestimmten Energieniveau für die Elektronen.
Elektronen konnten keine Zwischenenergien haben, was zur Stabilität der Atome führte.
Aufnahme und Abgabe von Energie
Nach Bohrs Atommodell könnten Elektronen durch die Bewegung zwischen verschiedenen Energieniveaus Energie in Form von Quanten (diskrete Energiepakete) aufnehmen oder abgeben.
Wenn ein Elektron Energie absorbierte, sprang es auf ein höheres Energieniveau; Wenn es Energie abgab, kehrte es auf ein niedrigeres Energieniveau zurück.
Atomspektren
Eine der wichtigsten Errungenschaften dieses Modells war die Erklärung der Emissions- und Absorptionsspektren von Atomen. Spektren sind helle oder dunkle Linien im von Atomen emittierten oder absorbierten Licht. Bohr konnte Änderungen im Energieniveau der Elektronen mit bestimmten Linien im Spektrum in Verbindung bringen.
Modell auf einfache Atome beschränkt
Obwohl das Bohrsche Atommodell bestimmte Aspekte der Atomspektren erfolgreich erklären und eine quantitative Beschreibung der elektronischen Struktur liefern konnte, war es in erster Linie auf einfache Atome mit einem Elektron, wie etwa Wasserstoff, anwendbar. Er hatte Schwierigkeiten, komplexere Atome und Systeme mit mehreren Elektronen zu erklären.
Übergänge und die Planck-Konstante
Bohr führte die Idee ein, dass Elektronen nur in bestimmten diskreten Energiezuständen existieren könnten, die mit der Planck-Konstante zusammenhängen. Dies legte den Grundstein für die spätere Formulierung der Quantentheorie.
Bedeutung des Modells
Obwohl Bohrs Atommodell durch spätere Entwicklungen der Quantentheorie überholt wurde, stellten seine Konzepte der quantisierten Energieniveaus und elektronischen Übergänge einen entscheidenden Ansatz zum Verständnis der Struktur und des Verhaltens von Atomen dar. Seine Arbeit ebnete den Weg für die Entwicklung der Quantenmechanik und stellte einen wesentlichen Schritt zum modernen Verständnis der Atomphysik dar.
6. Sommerfeld-Modell (1916)
Das Sommerfeld-Atommodell ist eine Erweiterung des Bohr-Modells und wurde 1916 von Arnold Sommerfeld entwickelt, um einige in den Emissionsspektren von Atomen beobachtete Diskrepanzen zu erklären.
Während Bohr davon ausging, dass Elektronen auf Kreisbahnen um den Atomkern kreisen, führte Sommerfeld die Idee elliptischer Bahnen ein, die eine genauere Beschreibung der Energieniveaus ermöglichte.
Sommerfeld integrierte Einsteins spezielle Relativitätstheorie, um die Energien von Elektronen in schwereren Atomen zu optimieren. Sein Modell führte die azimutale Quantenzahl (III) ein, die die Form der Umlaufbahnen bestimmte und die Feinstruktur der Spektrallinien erklärte. Er sagte außerdem das Konzept von Energieunterniveaus innerhalb einer einzelnen Elektronenschale voraus, was später in der Quantenmechanik von zentraler Bedeutung werden sollte.
Trotz seines Erfolgs bei der Verbesserung von Bohrs Modell wies Sommerfelds Modell Einschränkungen auf, da es bestimmte Quanteneffekte, die in komplexeren Atomen beobachtet werden, nicht erklären konnte.
Mit der Entwicklung der Quantenmechanik in den 1920er Jahren wurde seine Theorie durch genauere Modelle abgelöst, die auf der Schrödinger-Gleichung und der Heisenbergschen Unschärferelation basierten.
7. Schrödingers Atommodell (1926)
Das Schrödingermodell des Atoms, auch als Quantenmechanik bekannt, ist ein theoretischer Rahmen, der das Verhalten subatomarer Teilchen wie Elektronen hinsichtlich Wahrscheinlichkeit und Wellen beschreibt.
Es wurde in den 1920er Jahren vom österreichischen Physiker Erwin Schrödinger entwickelt und revolutionierte unser Verständnis der Atomstruktur und der Eigenschaften subatomarer Teilchen.
Probabilistische Beschreibung
Im Gegensatz zu früheren Modellen, die die Position und Bewegung von Teilchen deterministisch beschrieben, geht das Schrödinger-Atommodell davon aus, dass subatomare Teilchen wie Elektronen keine definierten Flugbahnen haben, sondern stattdessen durch Wellenfunktionen beschrieben werden, die die Wahrscheinlichkeit darstellen, sie an verschiedenen Positionen zu finden.
Schrödinger-Gleichung
Grundlage des Modells ist die Schrödinger-Gleichung, eine grundlegende mathematische Gleichung, die beschreibt, wie sich die Wellenfunktion eines Teilchens in einem bestimmten Kraftfeld – beispielsweise dem vom Atomkern erzeugten elektrischen Feld – im Laufe der Zeit ändert.
Durch Lösen dieser Gleichung erhält man Informationen über die Eigenschaften des Teilchens, beispielsweise über seine Energie und räumliche Verteilung.
Orbitale und Wellenfunktionen
Im Zusammenhang mit Atomen werden Wellenfunktionen als Orbitale bezeichnet. Orbitale sind Raumbereiche, in denen eine hohe Wahrscheinlichkeit besteht, ein Elektron zu finden. Die verschiedenen Orbitaltypen (s, p, d, f) haben charakteristische Formen und Wahrscheinlichkeitsverteilungen, die bestimmen, wie die Elektronen um den Kern angeordnet sind.
Heisenbergs Unschärferelation
Mit dem Schrödinger-Modell wurde die Heisenbergsche Unschärferelation eingeführt. Sie besagt, dass es grundsätzliche Einschränkungen bei der gleichzeitigen genauen Messung von Position und Impuls (bzw. Geschwindigkeit) eines Teilchens gibt.
Je genauer die Position eines Teilchens bekannt ist, desto ungenauer kann man seinen Impuls kennen und umgekehrt.
Entwicklung der Quantentheorie
Schrödingers Atommodell und die Quantenmechanik im Allgemeinen haben zu einer grundlegenden Veränderung unseres Verständnisses der subatomaren Natur der Welt geführt. Die Quantentheorie findet nicht nur in der Atomphysik Anwendung, sondern auch in Bereichen wie der Teilchenphysik, der Quantenchemie und der Elektronik.
8. Dirac-Jordan-Modell (1928)
Das Dirac-Jordan-Modell, das 1928 von Paul Dirac und Pascual Jordan vorgeschlagen wurde, stellt einen entscheidenden Fortschritt in der Quantenmechanik dar, indem es die Relativitätstheorie in die Beschreibung des Elektrons einbezieht. Dirac entwickelte eine relativistische Wellengleichung, bekannt als Dirac-Gleichung, die Inkonsistenzen zwischen der Quantenmechanik und der speziellen Relativitätstheorie löste.
Die Dirac-Gleichung sagte die Existenz des Elektronenspins voraus, einen grundlegenden Freiheitsgrad, der zuvor nicht berücksichtigt worden war. Darüber hinaus führte seine Formulierung zur Entdeckung der Antimaterie, insbesondere des Positrons, eines Teilchens mit der gleichen Masse wie das Elektron, aber mit einer positiven Ladung.
Diese Vorhersage wurde 1932 von Carl Anderson experimentell bestätigt, wodurch das Dirac-Modell zu einer der Grundlagen der modernen Quantentheorie wurde.
Andererseits trug Pascual Jordan zur Entwicklung der Matrixtheorie der Quantenmechanik bei, die es ermöglichte, die Quantenzustände von Teilchen mathematisch zu beschreiben. Seine Arbeit mit Werner Heisenberg und Max Born trug dazu bei, einen strengen Formalismus für die Quantentheorie zu etablieren.
Das Dirac-Jordan-Modell stellte einen grundlegenden Schritt in Richtung Quantenfeldtheorie dar, da es die Beschreibung von Elementarteilchen in einem mathematischen Rahmen ermöglichte, der mit der Relativitätstheorie vereinbar ist. Seine Prinzipien bleiben grundlegend in der modernen Physik, insbesondere bei der Entwicklung des Standardmodells.