Atommodelle im 20. Jahrhundert

Dalton konnte noch nicht beschreiben, wie Atome in ihrem Inneren aufgebaut sind. Ungefähr 100 Jahre nach ihm lieferten Thompson, Rutherford und Bohr wichtige Erkenntnisse dazu.

Arbeitsmittel

Joseph Thompson (1903)

Dalton wusste noch nicht, dass in Atomen geladene Teilchen vorliegen. Joseph Thompson lieferte erste Hinweise dazu. Er entdeckte negativ geladene Teilchen in Atomen. Da Atome nach außen hin ungeladen sind, ging er davon aus, dass diese negativ geladenen Teilchen in einer positiv geladenen Masse vorliegen. Nach dieser Vorstellung formulierte er das Rosinenkuchenmodell.

Rosinenkuchen und ein Modell eines Atoms mit negativen Teilchen
Rosinenkuchenmodell

Ernest Rutherford (1911)

Die Entdeckung der Radioaktivität 1896 durch Antoine Henri Becquerel lieferte die Grundlage für die Erkenntnis, dass Atome nicht unteilbar sind. Die durch Radioaktivität ausgesendete Strahlung (wie z. B. Alphastrahlen) sind Atombruchstücke. Dieses Wissen machte sich Ernest Rutherford bei seinem Versuch zunutze. Er beschoss eine sehr dünne Goldfolie mit Helium-Atomkernen (α-Teilchen/Alphateilchen).

Bild des Streuversuchs von Ernest Rutherford mit Goldfolie, Strahlungsquelle, Bleiblock und Leuchtschirm (Detektor)
Streuversuch von Ernest Rutherford

Dabei machte er eine unglaubliche Entdeckung:
Der Großteil der Teilchen ging fast ungehindert durch die Folie durch, wenige wurden aber abgelenkt.

Daraus schloss Rutherford, dass Atome aus einem sehr kleinen, kompakten Kern und einer vergleichsweise großen, beinahe masselosen Hülle bestehen. Das Größenverhältnis entspricht in etwa einem Stecknadelkopf (Kern) in einem Fußballstadion (Hülle).

Rutherford wusste bereits, dass α-Teilchen positiv geladen sind. Weil bei seinem Versuch einige abgelenkt und keine angezogen wurden, folgerte er daraus, dass der Kern eine positive Ladung haben muss. Da Atome nach außen hin ungeladen sind, konnte er daraus schließen, dass sich in der Hülle negative Teilchen befinden.

Niels Bohr (1913)

Bohr untersuchte die Hülle von Atomen genauer. Dazu analysierte er folgendes Phänomen:
Hält man Metalle wie Natrium, Lithium oder Barium (meist gebunden in Salzen zur besseren Handhabung) in eine Brennerflamme, so zeigen die ausgesandten Gase unterschiedliche Färbungen.

Niels Bohrs Flammenfärbungen; 3 Flammen; Natrium färbt gelb, Lithium rot und Barium grün
Experiment zur Flammenfärbung

Bohr erklärte sich diese Lichterscheinungen damit, dass sich negativ geladene Teilchen (Elektronen) auf ganz bestimmten Bahnen um den Kern bewegen.

Bei Energiezufuhr (durch die Brennerflamme) werden Elektronen angeregt und springen auf eine weiter außen liegende Bahn. In Sekundenbruchteilen fallen diese auf die ursprüngliche Bahn zurück und senden dabei Licht einer bestimmten Wellenlänge aus.

Aus diesen Überlegungen hat Bohr das Bohrsche Atommodell entwickelt. Dieses zeigt negativ geladene Elektronen, die auf definierten Bahnen um den positiv geladenen Kern kreisen.

Grafische Darstellung - Das Bohrsche Atommodell: in der Mitte ein positiver Kern, darum herum Bahnen mit kreisenden, negativ geladenen Elektronen
Bohrsches Atommodell des Elements Neon

Das Schalenmodell

Aus den Erkenntnissen von Rutherford und Bohr wurde das Schalenmodell entwickelt. Der positiv geladene Kern ist von Schalen umgeben, in denen sich die Elektronen befinden.

Grafische Darstellung - Atom-Schalenmodell mit positivem Kern und negativen Elektronen in Schalen
Schalenmodell des Elements Neon

Heute weiß man, dass die Elektronen nicht, wie Bohr dachte, um den Kern kreisen. Daher wird beim Schalenmodell keine Aussage zur Bewegung der Elektronen gemacht.

Das Orbitalmodell (1928)

Überlegungen von Erwin Schrödinger, Wolfgang Pauli und anderen Wissenschaftlern haben zur Entwicklung des Orbitalmodells geführt. Sie erkannten, dass sich die Elektronen in Wirklichkeit nicht in Bahnen um den Kern bewegen. Vielmehr befinden sich die Elektronen in den Schalen mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit in sogenannten Aufenthaltsräumen (Orbitalen).

Grafische Darstellung - Orbitalmodell des Elements Bor mit 1s-Orbital, 2s-Orbital und 2px-Orbital
Orbitalmodell des Elements Bor
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