Auch, wenn Naturforscher seit langem die Welt der Atome erforschen: Im Detail hat noch niemand ein Atom gesehen, dazu sind die Dinger einfach zu klein. Mit Experimenten schafften die Forscherinnen und Forscher aber trotzdem, immer genauere Vorstellungen von den Atomen zu entwickeln.
Von Rutherfords Streuexperiment...
Einen grundlegenden Versuch führte Ernest Rutherford 1911 durch. Sein „Rutherfordsches Streuexperiment” zeigte, dass Atome einen kleinen positiven Kern haben, der außen von einer negativen Hülle umgeben wird. Ein wichtiger Schritt gelang mit dem Atommodell von Niels Bohr. Der dänische Forscher stellte sich Elektronen auf Umlaufbahnen um den Atomkern vor - ähnlich den Planeten auf ihren Umlaufbahnen um unsere Sonne.
...zu den Quanteneffekten
Doch die Experimente zeigten: Atome haben oft überraschende Eigenschaften, die in unserer Alltagswelt unbekannt sind. Die Entdeckung solcher Quanteneffekte führte im 20. Jahrhundert zu einem Umbruch der modernen Physik hin zur Quantenphysik, die heute die anerkannte Methode zum Verständnis der Atome ist. Danach stellt man sich die Elektronen nicht mehr als Mini-Kügelchen auf Planetenbahnen vor - sie nehmen vielmehr so genannte Orbitale ein.
Atommodelle im Vergleich
Während Bohr und seine Kollegen früher annahmen, Atome sähen aus wie kleine Sonnensysteme (die Elektronen kreisen wie Planeten um den Kern, links), stellt man sich Atome heute mit Hilfe der Orbitaldarstellung (rechts) vor. Orbitale sind Raumbereiche um den Atomkern, in denen die Elektronen mit genau berechenbaren Wahrscheinlichkeiten anzutreffen sind. Mit der Quantenphysik lassen sich auch Phänomene wie die Verbindung von Atomen zu Molekülen, also die chemische Bindung, erklären.
Elektronen auf Planetenbahnen - das Atommodell von Bohr
Auf dem Weg zur modernen Atomphysik spielte Niels Bohr eine wichtige Rolle. In dem Modell des dänischen Physikers sehen Atome aus wie kleine Planetensysteme: Die Elektronen sausen auf Kreisbahnen um den
Atomkern. Mit dieser Annahme konnte Bohr eine Serie von Linien im Licht des Wasserstoff-
Atom erklären („Balmer-Linien”, nach dem Schweizer Forscher Johan Balmer).
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Für die seltsamen Linien, die man sieht, wenn man das betreffende Licht in seine Farben zerlegt, gab es damals keine plausible Erklärung. Bohr forderte also, die Elektronen sollen auf bestimmten stabilen Bahnen den
Kern umrunden. Jede Bahn bedeutet eine bestimmten Energiestufe. Beim Übergang von einer zur anderen Bahn wird der Unterschied an
Energie als Licht einer ganz bestimmten Wellenlänge frei. Mit seinem Modell konnte er 1913 die Energien der Balmer-Serie genau berechnen: Ein zunächst sehr überzeugender Start für sein Atommodell.
Sind Elektronen im Atom also Mini-Planeten?
Bohr war mit seinem Modell, das später auch auf elliptische Elektronenbahnen erweitert wurde, anfangs sehr erfolgreich - nicht nur, weil es die Wasserstoff-Spektrallinien gut erklärte, sondern auch, weil es so anschaulich war. Planetenbahnen? Damit kannten sich die Physiker Anfang des 20. Jahrhunderts bestens aus. Die Positionen der Planeten ließen sich schon seit langem genau berechnen. Warum sollten sich die Elektronen im Atom nicht ganz ähnlich verhalten?
Doch genauer betrachtet reicht diese Ähnlichkeit gar nicht so weit. Planeten können auf beliebigen Kreisbahnen die Sonne umrunden. Bohr hatte für seine Elektronen dagegen nur ganz bestimmte Kreisradien zugelassen. Nur so konnte er die Linien im Wasserstoffspektrum deuten. Diese besonderen Bahnen sollten „strahlungsfrei” sein. Er meinte damit, die Elektronen könnten stabil auf diesen Bahnen um den Kern sausen, ohne Energie abzustrahlen.
Warum tat er das?
Weil Bohr als Physiker wusste, dass Ladungen - und Elektronen sind ja bekanntlich elektrisch negativ - Strahlung aussenden, wenn sie sich beschleunigt bewegen. Und auf die Elektronen wirkt die Kreisbeschleunigung beim Umlauf um den Kern. Das wiederum hätte aber zur Folge, dass sie Energie verlieren und letztendlich in den Kern stürzen müssten. Schon eine Überschlagsrechnung zeigt, dass bereits in winzigen Sekundenbruchteilen dieser Absturz erfolgen würde. Da es dazu aber offensichtlich nicht kommt, forderte er für seine Bahnen die Strahlungsfreiheit, eine Verletzung der damals unangefochten gültigen Elektrodynamik. Bohrs Problem blieb aber, dass er diesen Verstoß gegen die etablierte Physik mit seinem Modell nicht erklären konnte.
Heute ist die Idee Bohrs der Elektronen, die den Kern auf Bahnen umkreisen, durch die Orbitale der Quantenphysik abgelöst. Vom Bahnbegriff haben sich die Physiker bezüglich der Elektronen verabschiedet.
