Heinz R. Pagels Cosmic Code - Globale-Evolution TV

Kern kein Licht abstrahlen und das von den Atomen ausgehende Licht auf irgendwelche
anderen physikalischen Vorgänge zurückzuführen ist. Er bewies, dass nach Plancks
Vorstellung von der Energiequantelung nur bestimmte Bahnen für die Elektronen zulässig
sind. Um die Stabilität der Atome sicherzustellen, postulierte Bohr eine niedrigste
Bahn, unter die ein kreisendes Elektron nicht fallen kann. Wenn ein Elektron von einer
höheren Bahn auf eine niedrigere Bahn wechselt und dabei Energie verliert, sendet das
Atom, in dem sich das betreffende Elektron befindet, Licht aus, das die verlorene Energie
abführt. Weil nur bestimmte Elektronenbahnen erlaubt sind, können nur bestimmte
Sprünge der Elektronen zwischen den Bahnen stattfinden, und infolgedessen ist die
Energie des ausgesandten Lichts gequantelt. Da die Energie des Lichts mit seiner Farbe
zusammenhängt, kann von den Atomen nur Licht von bestimmten Farben ausgehen. So
begründet Bohrs theoretisches Atommodell die Existenz der geheimnisvollen Spektrallinien.
Die experimentell beobachtete Tatsache, dass jedes einzelne Atom Licht von
einmaliger, unverwechselbarer Farbe abstrahlt, enthüllte die Quantenstruktur der Atome.
Man kann sich die Energieniveaus im Bohrschen Atommodell so vorstellen wie ein
Saiteninstrument, etwa eine Harfe. Jede Saite hat, wenn sie gezupft wird, eine ganz bestimmte
Schwingung, einen bestimmten Klang. Ähnlich kommt es, wenn ein Elektron in
einem Atom die Bahn wechselt, zur Emission einer Lichtwelle von einer bestimmten
Schwingung oder Farbe. Das ist der Ursprung des diskreten Lichtspektrums.
Bohr wandte seine neuen Gedanken beim einfachsten Atom, dem des Wasserstoffs an,
dessen einziges Proton von einem einzigen Elektron umkreist wird. Die Arbeit an einem
so einfachen Atom hat den Vorteil, dass die erlaubten Elektronenbahnen genau berechnet
werden können und damit das Lichtspektrum des Wasserstoffs bestimmt werden kann.
Bohrs Berechnungen des Wasserstoffspektrums auf der Grundlage seines theoretischen
Atommodells entsprachen dem im Versuch beobachteten Spektrum verhältnismäßig gut.
Eine solche Übereinstimmung zwischen Theorie und Versuch konnte kein Zufall sein. Sie
bedeutete, dass die Kombination von Vorstellungen, die Bohr aus der Quantentheorie
entnommen hatte, tatsächlich funktionierte: Die wissenschaftliche Phantasie hatte ihren
ersten erfolgreichen Schritt zur Quantenstruktur der Atome getan. Die alte Fähigkeit des
menschlichen Geistes, sich in einer neuen Umwelt zurechtzufinden, in diesem Fall im
Atomaufbau der Materie, war wieder einmal nachdrücklich unter Beweis gestellt worden.
Theoretische Physiker griffen Bohrs Ideen auf und wandten sie bei komplizierteren
Atomen an. Aber Bohrs Modell warf, wie jeder große wissenschaftliche Fortschritt, viele
neue Fragen auf, die man vorher nicht hatte stellen können. Wann wechselt ein Elektron
die Bahn und führt zur Lichtemission aus dem Atom? Was verursacht einen bestimmten
Sprung? In welcher Richtung wird das emittierte Licht abgestrahlt und warum? Diese
Fragen quälten Einstein. Nach der klassischen Physik bestimmen die Bewegungsgesetze
das zukünftige Verhalten eines physikalischen Systems, z. B. eines Atoms, genau. Aber
die lichtausstrahlenden Atome schienen sich spontan und undeterminiert zu verhalten.
Atome springen. Aber warum und in welche Richtung? Dieselbe Spontaneität ist für die
Radioaktivität charakteristisch, stellte Einstein fest.
Zunächst versuchten Physiker, das Verhalten der Atome in der klassischen Theorie vom
Elektromagnetismus unterzubringen und unternahmen verzweifelte Anstrengungen, das
Rätsel der Quantensprünge ohne Zuhilfenahme der Lichtquanten aufzuklären. 1924
schrieben Niels Bohr, Hendrik Kramers und John Slater einen Artikel, in dem sie diesen
Ansatz unter Aufgabe der Sätze von der Erhaltung der Energie und des Impulses auf
atomarer Ebene befürworteten - ein revolutionärer Vorschlag, denn diese Sätze gehören
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