Die Atomvorstellung von den Griechen bis zum ... - Julius Plenz

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3.1 Rutherfordsche Streuformel 6 folgendermaßen: „It was almost as incredible as if you fired a 15-inch shell at a piece of tissue paper and it came back and hit you.“ [3] Da das Ergebnis wiederholt auftauchte, überdachte RUTHERFORD die bekannten Atommodelle und kam 1911 zu einer neuen Konklusion, die das Postulat THOMSONS korrigierte. 3.1 Rutherfordsche Streuformel Die Rutherfordsche Streuformel 1 gibt an, mit welcher Wahrscheinlichkeit ein α-Strahl in den Raumwinkel dΩ gestreut wird: dσ dΩ = 3.2 Modellvorstellung Z 2 1 Z2 2 e4 256π 2 ε 2 0 E2 Kin · 1 4 ϑ sin 2 Um die beobachteten Phänomene erklären zu können, stellte RUTHERFORD 1911 die Hypothese auf, dass die positive Ladung und das Gros der Masse in einem Atomkern konzentriert ist, der von Elektronen umgeben ist (um die Neutralität des Atoms zu wahren, s. Abb. 5). Da sich gleichnamig geladene Teilchen abstoßen, erklärt sich durch den positiv geladenen Atomkern die teilweise Ablenkung der positiv geladenen α- Strahlen. Die Masse des Atomkerns muss überdies entscheidend größer sein als die der α-Strahlen, damit nicht der Atomkern, sondern die α-Strahlen abgestoßen werden. Ergo die Konzentration von ca. 99,9% der Masse im Atomkern. Dieser Kern ist ungefähr 100 000 Mal kleiner als das gesamte Atom (Vergleich: Kirschkern und Kugel mit der Höhe des Eifelturms als Durchmesser). Z1Z2e = 2 4πε0 · 4 · EKin 2 · 1 4 ϑ sin 2 (1) Abb. 5: Atomvorstellung nach RUTHERFORD Mithilfe der Streuformel, die aus dem coulombschen Gesetz abgeleitet wird, berechnete RUTHER- FORD die Kernladungszahl Z für verschiedene Materialien, wobei nur ganzzahlige Vielfache der Elementarladung auftraten. Dementsprechend hat das Atom einen Z-fach positiv geladenen Kern, der von Z Elektronen umgeben wird, die die Kernladung neutralisieren. 1 Die Herleitung würde den Rahmen dieses Dokumentes sprengen – sie wird daher nur bei der Präsentation vorgeführt.
3.3 Stärken und Schwächen 7 3.3 Stärken und Schwächen Zwar konnte dieses Modell im Gegensatz zum Thomsonschen Atommodell die beim Streuversuch auftretenden Phänomene erklären, doch lieferte es keine Erklärung für die Spektrallinien diverser Gase und erklärte nicht, warum die Elektronen nicht langfristig in den Kern stürzen (nach MAX- WELL strahlt kreisende Ladung permanent Energie ab). 4 Das Bohrsche Atommodell Abb. 6: Untersuchung der Spektrallinien von Wasserstoff 4.1 Balmer- und Rydberg-Serie Der dänische Physiker NIELS BOHR 2 (*7. Oktober 1885; †18. November 1962) entwickelte im Jahre 1913 das nach ihm benannte Bohrsche Atommodell, das zwar der heutigen Quantephysik widerspricht, aber in den Anfängen der Quantentheorie eine sehr gute Übergangsvorstellung darstellte. Der Grund für die Entwicklung eines weiteren Atommodells war vor allem die Unzulänglichkeit des RUTHERFORDSCHEN Atommodells, die bei Gasen auftretenden Spektralabsorptionslinien zu erklären. Der Gymnasiallehrer BALMER (*1. Mai 1825; †12. März 1898) entdeckte – ohne konkrete Theorie, lediglich durch Probieren – im Jahre 1885 die später nach ihm benannte Balmer-Serie, die für beliebige n ∈ N≥3 die Frequenzen von Lichtquanten, die von Wasserstoffatomen absorbiert bzw. emittiert werden, angibt: fn = fR · 1 1 − 22 n2 mit fR = 3,288102 · 10 15 Hz (RYDBERG-Frequenz) Der schwedische Physiker JANNE RYDBERG erweiterte (zusammen mit RITZ) 1888 die Formel, um weitere, von BALMER nicht entdeckte Absorptionsspektren zu beschreiben. Für diese nach ihm benannten Rydberg-Serien war der Aufbau der Formel zwar gleich, allerdings ersetzte er BALMERS Zwei im Nenner durch ein allgemeines n1, das Werte ≥ 2 annehmen konnte. 2 1922 Nobelpreis „für Physik für seine Verdienste um die Erforschung der Struktur der Atome und der von ihnen ausgehenden Strahlung“
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