Experimentalphysik III (Atomphysik)

Kapitel 1
Größe und Masse von Atomen
1.1 Die Entstehung des Atombegriffs
Eine Atomvorstellung wurde zum ersten Male konkret von John Dalton 1808 formuliert:
Jedes Element besteht aus gleichartigen, unteilbaren Bestandteilen, den Atomen.
Jede Verbindung besteht aus Molekülen, die sich ihrerseits aus Atomen zusammensetzen.
Diese Atomhypothese folgerte er aus den Gewichtsverhältnissen bei chemischen Reaktionen:
Gesetz der konstanten Proportionen (J.B. Richter, J.L. Prout, ∼ 1800):
Bei chemischen Reaktionen treten die Partner in konstanten Gewichts– (Massen–)
verhältnissen zusammen.
Gesetz der multiplen Proportionen (J. Dalton, 1803):
Gehen zwei Elemente verschiedene Verbindungen ein, dann verhalten sich die
Gewichtsverhältnisse der Partner in beiden Verbindungen wie (kleine) ganze Zahlen.
Die multiplen Proportionen sind demach die Verhältnisse der Atommassen.
Die nächste Erkenntnis war, daß die Massenzahlen der Elemente ein Vielfaches der Masse des H–
Atoms sind (Prout 1815). Diese Vorstellung — natürlich modifiziert — führte zur Aufstellung
des Periodensystems der Elemente von Mendelejev und L. Meyer (1868).
Es läßt sich also eine Skala der relativen Atom– (Molekül–)massen Ar aufstellen (früher: Atom–
und Molekülgewichte). Diese relativen Atommassen wurden zunächst auf Wasserstoff bezogen,
später auf 1/16 der Masse des neutralen Sauerstoffatoms 16O und seit 1961 auf 1/12 des neutralen
Kohlenstoffatoms 12C. Unterschiede sind nur für Präzisionsmessungen wichtig.
Aus den relativen Atommassen erhält man die absoluten Atommassen über den Begriff des Mols.
Definition: 1 Mol eines beliebigen Stoffes enthält soviele Teilchen wie 12 Gramm 12C. Diese
Zahl heißt Avogadrokonstante oder Loschmidtzahl NA .
1