Big Bang HTL 4, Schulbuch

122 Thermodynamik und moderne Physik (IV. Jg., 8. Sem.) Abb. 13.3: Würden Elektronen tatsächlich wie Planeten um den Kern kreisen, würden sie elektromag- netische Strahlung aussenden, dabei Energie verlieren und schließlich in den Kern fallen. Der „Kollaps des Atoms“ würde nur 10 –8 s dauern. Info: CLIL – Spectral lines N IELS B OHR versuchte, das Modell von Rutherford zu retten. Das führte ihn 1913 zu einem neuen Modell, in dem die Elektronen nur auf bestimmten Bahnen um den Kern laufen „dürfen“ und dort nicht strahlen. Bei einem Wechsel der Bahn sollten dann, gemäß der Gleichung E = h · f (siehe Kap. 12.2), nur ganz bestimmte Frequenzen abgestrahlt werden können. Abb. 13.4: Im Atommodell von Bohr „dürfen“ die Elektronen „per Verordnung“ nur auf ganz bestimmten Bahnen um den Kern laufen, quasi „Rasen betreten verboten“. CLIL – Spectral lines Since around 1900 it has been suspected that light is emit- ted in some form by the electrons in the atom when its energy changes. Since electrons can revolve on any orbit according to the Rutherfordian atomic model (Fig. 13.2), the track also emits any energy of any kind and thus also any color. Atoms must therefore emit a continuous spectrum (Fig. 13.5 a). In fact, the spectrum of a gas contains only very definite lines (Fig. 13.5 b to d). These spectral lines are, so to speak, the “fingerprint of the atom” (see also Chapter 14.1). i Fig. 13.5: a) Spectrum of white light, which includes all colors; spectra of b) hydrogen, c) helium, and d) neon Atommodell Jahr stichwortartige Beschreibung D EMOKRIT –400 Atome sind unteilbare Kugeln. Thomson weist die Existenz von Elektronen nach. T HOMSON 1897 Elektronen befinden sich wie Rosinen im positiven Atomkuchenteig. Rutherford weist den positiv geladenen Atomkern nach. R UTHERFORD 1911 Um einen positiven Kern kreisen negative Elektronen auf beliebigen Bahnen. Gase haben Linienspektren. B OHR 1913 wie Rutherford-Modell, aber Elektronen „dürfen“ nur auf bestimmten Bahnen kreisen Atome strahlen nicht und kollabieren nicht. H EISENBERG und S CHRÖDINGER um 1926 Elektronen haben keine Bahnen, sondern Aufenthaltswahrscheinlichkeiten (Orbitale). Tab. 13.1: Entwicklung des Atommodells sowie (grau unterlegt) experimentelle Erkenntnisse und Tatsachen, die zu dieser Entwicklung geführt haben (siehe auch Abb. 13.2). B OHR konnte mit diesem Trick zwar das Wasserstoffspektrum erklären, hatte aber keine theoretische Grundlage, um den Elektronen bestimmte Bahnen zu „erlauben“ und den Rest einfach zu „verbieten“ (Abb. 13.5). Wir wissen heute, dass Bohr die richtige Lösung zu dieser Zeit noch nicht finden konnte. Denn das Atom kann man nur mit Hilfe von Wahr- scheinlichkeitswellen sinnvoll beschreiben, und die Theo- rien dazu wurden erst in den 1920ern entwickelt (siehe Kap. 13.2 f.). Der große Verdienst Bohrs ist es auf jeden Fall, das Atommodell als Erster über die Gleichung E = hf mit der Quantenmechanik verbunden zu haben. Zusammenfassung Zwischen 1897 und 1913 wurde das Atommodell immer wie- der verbessert. Aber die Zeit war einfach noch nicht reif, ein schlüssiges Modell zu finden. Denn dazu bedurfte es jener Erkenntnisse der Quantenmechanik, die die Physiker eben erst rund 10 Jahre später hatten. 13.2 Was stoppt den Atom-Kollaps? Das Wasserstoffatom Wir schauen uns in diesem Abschnitt die Grundidee des quantenmechanischen Atommodells am Beispiel von Wasserstoff an. Man braucht dazu eigentlich nur die Un- schärferelation. Aber Achtung: Es wird jetzt abstrakt. ?: Fragenbox -> S. 123 Was passiert, wenn ein Elektron auf ein Proton trifft ( F5 )? Das ist eine Schlüsselfrage für das Verständnis des Atom- aufbaus. Überlegen wir nochmals aus klassischer Sicht! Beide Teilchen werden angezogen, und es gibt nichts, was sie bremst. Entweder treffen sie direkt aufeinander, oder das Proton fängt das Elektron ein wie ein Planet einen Mond. Dabei würde das Elektron aber Energie abstrahlen und letztlich doch auf das Proton stürzen (siehe Abb. 13.3). Z Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv