11.1Historische Atommodelle

11.1.Historische Atommodelle
11. Atomphysik
11.1.1. Das Atommodell des „deutschen“ Physikers Lenard (1862-1947)
Sind die Atome wirklich massive Kugeln? Diese Frage versuchte Lenard mit folgendem Versuch zu
klären:
Er beschoss eine dünne, durch ein Gitter abgestützte,
Aluminiumfolie ( 0,003 mm) mit Elektronen.
Vakuum
Alu
K
A
Die Versuchsergebnisse :
Schirm
35 kV
• Viele Elektronen durchdringen die Folie. Die meisten unabgelenkt.
• Mit zunehmender Dicke x der Folie werden mehr Elektronen absorbiert .
Lenards Schlußfolgerungen für die er 1905 den Nobelpreis erhielt :
• „ Das Innere des Atoms ist so leer wie das Weltall.“ „Ein Kubikmeterblock aus Platin
beinhaltet höchstens 1 mm³ undurchdringliches Kernmaterial.“
• Der leere Raum ist von Kraftfeldern der pos. und neg. Ladungen erfüllt.
• Der harte Kern des Atoms hat einen Radius von 1/1000 des Atomradius´.
11.1.2. Rutherfords Streuversuche und sein Atommodell; die Jagd nach dem harten
Kern
Rutherf. beschäftigte sich seit vielen Jahren mit der neu entdeckten α und β - Strahlung. Er
identifizierte die α - Teilchen als He - Kerne. 1911 beschoss er die Atome einer hauchdünnen
Goldfolie mit α-Teilchen - Granaten im Vergleich zu Lenards Elektronen, 7300-mal
schwerer.
Der Versuchsaufbau:
Goldfolie
Leuchtschir
m
α
Mikroskop
Versuchsergebnisse:
• Die meisten Teilchen durchdringen die Folie geradlinig.
• Die Teilchenzahl nimmt mit zunehmenden Streuwinkeln stark ab.
• Die abgelenkten Teilchen sind kaum langsamer.
Deutung:
+
+
+
+
+
Atommodell (Planetenmodell)
• Kern: Fast die gesamte Atommase und seine gesamte positive Ladung Z .e ist im Kern (r =
10-14) vereint .
• Hülle: Der Kern ist von negativen Elektronen umgeben, so dass das Atom nach aussen el.
neutral wirkt. Der gesamte Atomradius beträgt r ≈ 1Å � .
• Stabilität: Die Elektronen umkreisen den Kern, so dass F coulomb = Fzentripetal
11.1.3. Das Bohrsche Atommodell
Die Schwächen des Rutherford Modells
a) Bahnbegriff im Widerspruch zur Heisenbergschen Unschärferelation
b) Diskrete Energieniveaus nicht erklärbar
c) Kreisende Elektronen stellen beschleunigte Ladungen dar. Das würde bedeuten:
Abstrahlung e.m. Wellen → Energieverlust → Elektronen stürzen in den Kern → Atome
instabil
Bohrsches Atommodell; Verbote für Elektronen
Bohr übertrug die Vorstellung Plancks, dass die Wirkung gequantelt sei, auf den Drehimpuls des
Elektrons und ergänzte Rutherfords Modell durch zwei Postulate :
1.Postulat:
Die Energie des Atoms hat diskrete Werte und das Elektron umkreist den Kern auf den
entsprechenden Bahnen strahlungsfrei. (physikalisch nicht begründbar)
Für die Elektronen auf diesen Bahnen gilt die Quantenbedingung:
me rn v n = n
h
= nħ
2π
„Der Drehimpuls ist gequantelt“
2. Postulat:
Erniedrigt ein Atom den Energiezustand durch Bahnwechsel des Elektrons, so wird die
Energiedifferenz als Strahlung emittiert:
hν = E 1 − E 2
4
3
Lyman
2
Paschen
+
1
Balmer
Bemerkung zum 1.Postulat:
Die Quantenbedingung kann umgeformt werden:
2 πrn = n
h
h
= n = nλ Materie
me v n
p
Erlaubt sind nur Bahnen deren Umfang ein Vielfaches der Elektronenwellenlänge ist.
z.B. für n = 2
Nur so kann es nicht zu einer teilweisen destruktiven
Interferenz kommen.
Auf den erlaubten Bahnen können sich stehende
Wellen ausbilden.
r2
