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1911 führte Rutherford den nach ihm benannten Streuversuchdurch. Dabei bestrahlte er eine dünne Goldfolie mit α – Teilchen.

Atommodellnach Rutherford

Beobachtung:

Fast alle Teilchen fliegen ungestört durch. Nur wenige werden abgelenkt.

Atommodell

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Atommodell nach Rutherford

Schlussfolgerungen aus dem Streuversuch

Die grundlegende Erkenntnis des Streuversuches war, dass ein Atom aus einem Atomkern und einer Hülle besteht

Die positive Ladung muss im Kern sitzen und durch negative Ladungen in der Hülle neutralisiert werden.

Atommodell

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Atommodell nach Bohr-Sommerfeld

Niels Bohr wandte auf die Vorstellung des Kern- Schale Modellsdie von Max Planck um 1900 entwickelte Quantentheorie an. Bohr fasste die Elektronen als Teilchen auf, die sich auf Kreisbahnen um den Atomkern bewegen. Dieses Modell wurde als Bohrsches Atommodellbekannt.

Sommerfeld erweiterte dieses Modell dahingehend, dass sich Elektronen außer auf kreisförmigen Bahnen auch auf elliptischen Bahnen bewegen können.

Atommodell

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Der Atomkern

Im Inneren eines jeden Atoms befindet sich der Atomkern. In ihm konzentriert sich fast die gesamte Masse des Atoms (99,95 %) auf kleinstem Raum (10-10 % des Atomvolumens). Der Rest des Atoms ist praktisch leer.

Die Atomkerne bestehen aus zwei Arten von Kernbausteinen (Nukleonen), den Protonenund den Neutronen.Protonen tragen eine positive elektrische Ladung von 1,6022 * 10-19 As (Ampersekunden; Coulomb)

Atommodell

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Atommodell nach Bohr und Sommerfeld

Für sein neues Atommodell stellte Bohr folgende Postulate auf:

•Elektronen umkreisen den Kern auf bestimmten Bahnen, wobei keineEnergieabgabe erfolgt.

•Jede Elektronenbahn entspricht einem bestimmten Energieniveau E der Elektronen. Beim Übergang des Elektrons von einem höheren in ein niedrigeres Energieniveau wird die definierte Energie ∆E = h • ν abgegeben.

•Das Elektronensystem ist nur in bestimmten, so genannten stationären Zuständen stabil, wobei gilt:

2π · r · m · v = n · h

r : Radius der Elektronenbahn

m : Masse des Elektrons

v : Geschwindigkeit des Elektrons

h : plancksches Wirkumsquantum

n : Nummer der Bahn

Atommodell

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Atommodell nach Bohr und Sommerfeld

Die diskreten Elektronenbahnen wurden von Bohr als Elektronenschalenbezeichnet und mit den Buchstaben K, L, M, N, O, P, Q benannt.

Eine Elektronenschale entspricht einem ganz bestimmten Energiezustand und wird als diskretes Energieniveau bezeichnet

Atommodell

Kern

KLMN

E

K

L-

-

Absorption Emission

EK

EL

∆E = EL – EK = h ·ν

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Atommodell nach Bohr und Sommerfeld

Beim Beschuss von Quecksilberatomen mit Elektronen konnte nachgewiesen werden, dass nur bei einer Beschleunigungsspannung von 4,9 V ein höheres Energieniveau angeregt wird. Die aufgenommene Energie wurde als Strahlung mit einer klar definierten Frequenz wieder abgegeben.

Beispiel Anregung:

Ea-E1 = U · e

Ea-E1 = 4,9 V · 1,602·10-19A · s

Ea-E1 = 7,8 · 10-19 J

Beispiel Emission:

Ea-E1 = h ·ν

ν = 7,8 · 10-19 J / 6,63 · 10-34 J

ν = 1,18 · 1015 s-1

Atommodell

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Atommodell nach Bohr und Sommerfeld

Die Anzahl der Elektronen pro Schale beträgt maximal 2n² und entspricht der Anzahl der Elemente in jeder Periode des PSE. (n drückt in kleinen ganzen Zahlen (1, 2, 3….) die Folge der Elektronenschalen aus)

Auch für die von A. Sommerfeld vorhergesagten elliptischen Elektronenbahnen konnten diskrete Energiezustände berechnet werden. Sommerfeld benannte diese Niveaus mit den kleinen Buchstaben: s, p, d, f. Auch diesen Buchstaben wurden Zahlen zugeordnet (0 – 3).

Bei Elektronenübergängen zwischen diesen diskreten Energieniveaus werden definierte Energiepakete absorbiert bzw. emittiert. Diese Energiepakete wurden zuerst von MAX PLANCK als Energiequantenbezeichnet.

Sommerfeld übernahm diese Bezeichnung für die den Energieniveaus zugeordneten Zahlen und führte den Begriff der Quantenzahlenein.

Die Hauptenergieniveaus (Bohr) werden daher entsprechend als Hauptquantenzahln bezeichnet, die Unterniveaus (Sommerfeld) als Nebenquantenzahll.

Atommodell

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Atommodell nach Bohr und Sommerfeld

Grenzen des Modells

Leistungen

Elektronen können sich nur auf bestimmten Bahnen aufhalten. Jeder dieser Bahnen entspricht ein diskretes Energieniveau.

Aufstellen von Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen.

Herstellen eines Zusammenhanges zwischen Elektronenkonfigurationen und Eigenschaften der Elemente im Periodensystem.

Erklärung des Linienspektrums von Wasserstoff und Bestätigung der Spektralanalyse als Methode zur Untersuchung des Aufbaus der Atomhülle.

Grenzen

Die Bewegung der negativen Elektronen auf Bahnen um den positiven Kern widerspricht den Gesetzen der klassischen Physik.

Die chemische Bindung kann mit diesem Modell nicht erklärt werden.

Ab der dritten Periode im PSE entspricht die Anzahl der Elemente in der Periode nicht mehr der maximalen Anzahl der Elektronen der Elektronen nach der Formel 2n².

Die Intensität der emittierten Strahlung und die viel größere Anzahl von Linien in Spektren von Atomen mit mehr als zwei Elektronen sind nicht zu deuten.

Atommodell

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Der Welle-Teilchen Dualismus

Nach dem Bohrschen Atommodell hatte man zu Beginn des 20. Jh das Gefühl, dass im mikroskopischen Bereich die Gesetze der klassischen Physik nur eingeschränkt gültig seien. 1924 legte Lois-Victor de BroglieÜberlegungen vor, dass kleine schnell bewegte Teilchen Wellencharakter haben. Er berechnete die Wellenlänge einer Strahlung, die Elementarteilchen aussenden, wenn sie sich mit hoher Geschwindigkeit bewegen.

Planck E = h ·ν h – plancksches Wirkungsquantum

ν – Frequenz der Strahlung

Einstein E = m c² m – Masse des bewegten Teilchens

c – Lichtgeschwindigkeit

c = ν · λ λ – Wellenlänge der Strahlung

Das quantenmechanische Atommodell

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Geschichte des Atommodell

Demokrit (460 – 375 BC) Atom-Idee

John Dalton 1766 – 1844 erstes Atommodell 1803

Lorenzo Avogadro 1766 – 1856 Atomvolumen 1811

Wilhelm Röntgen 1845 – 1923 X-Strahlen 1895

Antoine h. Becquerel 1852 – 1908 Radioaktivität 1896

Sir Joseph Thomson 1856 – 1940 Elektronen 1897

Max K. E. L. Planck 1858 – 1947 Quantenphysik 1900

Frederick Soddy 1877 – 1956 Isotope 1900

Sir Ernest Rutherford 1871 – 1937 Kern-Hülle-Modell 1911

Niels Bohr 1885 – 1962 Planeten-Modell 1913

Wolfgang Pauli 1900 – 1958 Ausschließungs-Prinzip 1924

Werner K. Heisenberg1901 – 1976 Quantenmechanik 1926

Erwin Schrödinger 1887 – 1961 Wellenmechanik 1926

Max Born 1882 – 1970 Statistische Quantenmechanik 1926

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