HandoutAtommodelle

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Einleitung: Das Versagen der klassischen Physik vor dem Atom.
Ca. 1900: Atom als ein hochelastisches Klümpchen von etwa 1 Å = 10−10 m
Durchmesser vor  mechanischen und thermischen Eigenschaften ziemlich vollständig
beschrieben. (Atome sind elektrisch neutral, enthalten aber zweifellos Elektronen, wie
die Elektrolyse und die Gasentladungen beweisen)
So kam J. J. Thomson zu seinem Bild des Atoms als eines 1 Å großen Kügelchens, in dem
positive Ladung gleichmäßig verteilt ist und in das praktisch punktförmige Elektronen
eingebettet sind  Rosinenkuchenmodell  Elektronen würden in einer solchen
positiven Ladungswolke, wenn sie reibungsfrei schwingen, scharfe Spektrallinien
aussenden, nur leider nicht die experimentell beobachteten. (Thompson suchte nach
Elektronenkonfigurationen, deren Frequenzen denen der beobachteten Spektrallinien
entsprechen und stabil waren, aber scheiterte.
α-Streuversuche (schossen Alphateilchen aus Radium auf Goldfolie  Streuung 
Atome muessen somit einen stark +-geladenen Kern haben Atomkern 10-6nm ) Ernest
Rutherford: wies nach dass die positive Ladung des Atoms zusammen mit praktisch
seiner ganzen Masse im Kern, d. h. auf einem viel kleineren Raum von weniger als 10−14
m Durchmesser konzentriert ist.  da mechanisch und thermisch das Atom als Gebilde
von etwa 10−10 m Durchmesser erscheint, blieb nichts übrig, als hierfür eine Hülle aus
Elektronen verantwortlich zu machen, die den Kern in Abständen von dieser
Größenordnung frei umschweben.
Nach den Gesetzen der klassischen Mechanik können sie sich dort im Feld des positiven
Kerns nur halten, wenn sie Bahnen ähnlich den Kepler-Bahnen beschreiben, im
einfachsten Fall Kreise oder Ellipsen  gegenseitige Störung der Elektronen sehr viel
größer als im sonst analogen Fall der Planeten des Sonnensystems
Problem:
Dieses Modell verursachte aber ein neues Problem, denn die kontinuierlich
beschleunigten und oszillierenden Elektronen sollten durch elektromagnetische
Strahlung Energie verlieren und immer tiefer in das Coulomb-Potential des Kerns fallen,
solche Atome wären nach der klassischen Physik instabil.
Atomspektrum ist das elektromagnetische Spektrum, das von Atomen, Molekülen
oder Materialien ausgestrahlt wird, ohne dass elektromagnetische Strahlung gleicher
Frequenz eingestrahlt wird.
Aus der Existenz diskreter Energieniveaus für Elektronen in Atomen  beim Übergang
der Elektronen von einem Niveau zum anderen wird elektromagnetische Strahlung
genau definierter Energie - und damit Wellenlänge - aufgenommen oder abgegeben.
Die Atome eines Gases emittieren Strahlung, wenn sie durch elektrische Ladung
angeregt werden  Damit sind die Absorptionsspektren und Emissionsspektren von
Atomen Linienspektren, deren diskrete Linien jeweils ganz bestimmten Übergängen
zwischen Energieniveaus zugeordnet werden können.
Schweizer Johann Balmer erkannte, dass die Wellenlängen der Wasserstofflinien im
sichtbaren Bereich folgenden Zusammenhang aufweisen:
n2
  (364,6) * 2 1
n1  4
n1 ist dabei: 3,4,5,...
Aus einer Reihe von Einzeluntersuchungen zum diskreten Spektrum des
Wasserstoffatoms resultierte so die allgemeine empirische entwickelt von Rydberg und

Ritz:
 1
1
1 
 R 2  2 

n 2 n1 
1

wobei die 
Wellenzahl ist ,  die Wellenlänge, R die Rydberg-Konstante, und n1

und n2 empirische Parameter, die Werte 1, 2, 3, ... annehmen können
(Hauptquantenzahl) Damit ließen sich alle bekannten Serien von Spektrallinien des
Wasserstoffs
beschreiben.

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