Lange Zeit war die Struktur des Atoms ein umstrittenes Thema unter Physikern, bis ein Modell des dänischen Wissenschaftlers Niels Bohr auftauchte. Er war nicht der erste, der versuchte, die Bewegung subatomarer Teilchen zu beschreiben, aber es waren seine Entwicklungen, die es ermöglichten, eine konsistente Theorie zu erstellen, die es ermöglichte, den Ort eines Elementarteilchens zu einem bestimmten Zeitpunkt vorherzusagen.
Lebensweg
Niels Bohr wurde am 7. Oktober 1885 in Kopenhagen geboren und starb dort am 18. November 1962. Er gilt als einer der größten Physiker, und das ist kein Wunder: Ihm gelang es, ein konsistentes Modell wasserstoffähnlicher Atome zu bauen. Der Legende nach sah er in einem Traum, wie sich so etwas wie Planeten um ein bestimmtes leuchtendes, verdünntes Zentrum drehte. Dieses System schrumpfte dann drastisch auf mikroskopische Größe.
Seitdem sucht Bohr intensiv nach einer Möglichkeit, den Traum in Formeln und Tabellen zu übersetzen. Durch sorgfältiges Studium der modernen Literatur über Physik, Experimentieren im Labor und Nachdenken konnte er seine erreichenTore. Auch angeborene Schüchternheit hinderte ihn nicht daran, die Ergebnisse zu veröffentlichen: Es war ihm peinlich, vor einem großen Publikum zu sprechen, er begann verwirrt zu werden, und das Publikum verstand nichts von den Erklärungen des Wissenschaftlers.
Vorläufer
Vor Bohr versuchten Wissenschaftler, ein Modell des Atoms zu erstellen, das auf den Postulaten der klassischen Physik basierte. Der erfolgreichste Versuch gehörte Ernest Rutherford. Als Ergebnis zahlreicher Experimente kam er zu dem Schluss, dass es einen massiven Atomkern gibt, um den sich Elektronen auf Umlaufbahnen bewegen. Da ein solches Modell grafisch dem Aufbau des Sonnensystems ähnlich war, wurde der Name des planetarischen dahinter verstärkt.
Aber es hatte einen entscheidenden Nachteil: Das den Rutherford-Gleichungen entsprechende Atom erwies sich als instabil. Früher oder später mussten die Elektronen, die sich mit Beschleunigung in Umlaufbahnen um den Kern bewegten, auf den Kern fallen, und ihre Energie würde für elektromagnetische Strahlung verbraucht werden. Für Bohr wurde das Rutherford-Modell zum Ausgangspunkt für den Aufbau seiner eigenen Theorie.
Bohrs erstes Postulat
Bohrs wichtigste Neuerung war die Zurückweisung der Verwendung der klassischen Newtonschen Physik bei der Konstruktion der Atomtheorie. Nachdem er die im Labor gewonnenen Daten untersucht hatte, kam er zu dem Schluss, dass ein so wichtiges Gesetz der Elektrodynamik wie die gleichmäßig beschleunigte Bewegung ohne Wellenstrahlung in der Welt der Elementarteilchen nicht funktioniert.
Das Ergebnis seiner Überlegungen war ein Gesetz, das so klingt: Ein atomares System ist nur dann stabil, wenn es sich in einem der möglichen Stationäre befindet(Quanten-)Zustände, die jeweils einer bestimmten Energie entsprechen. Die Bedeutung dieses Gesetzes, auch Postulat der Quantenzustände genannt, besteht darin, die Abwesenheit elektromagnetischer Strahlung zu erkennen, wenn sich ein Atom in einem solchen Zustand befindet. Auch eine Folge des ersten Postulats ist die Erkennung des Vorhandenseins von Energieniveaus im Atom.
Häufigkeitsregel
Allerdings war es offensichtlich, dass ein Atom nicht immer im gleichen Quantenzustand sein kann, da die Stabilität jede Wechselwirkung verweigert, was bedeutet, dass es weder das Universum noch eine Bewegung darin geben würde. Der scheinbare Widerspruch wurde durch das zweite Postulat von Bohrs Atomstrukturmodell aufgelöst, das als Frequenzregel bekannt ist. Ein Atom kann sich bei entsprechender Energieänderung von einem Quantenzustand in einen anderen bewegen und dabei ein Quant emittieren oder absorbieren, dessen Energie gleich der Differenz der Energien der stationären Zustände ist.
Auch das zweite Postulat widerspricht der klassischen Elektrodynamik. Nach Maxwells Theorie kann die Art der Bewegung eines Elektrons die Frequenz seiner Strahlung nicht beeinflussen.
Atomspektrum
Bohrs Quantenmodell wurde durch sorgfältige Untersuchung des Spektrums des Atoms ermöglicht. Lange Zeit war es den Wissenschaftlern peinlich, dass das Spektrogramm des Atoms anstelle des erwarteten kontinuierlichen Farbbereichs, der durch die Untersuchung der Spektren von Himmelskörpern erh alten wurde, diskontinuierlich war. Linien heller Farbe flossen nicht ineinander, sondern wurden durch eindrucksvolle dunkle Bereiche getrennt.
Theorie des Elektronenübergangs von einem Quantenzustand zuein anderer erklärte diese Kuriosität. Wenn ein Elektron von einem Energieniveau auf ein anderes wechselte, wo ihm weniger Energie abverlangt wurde, strahlte es ein Quant aus, das sich im Spektrogramm widerspiegelte. Bohrs Theorie demonstrierte sofort die Fähigkeit, weitere Änderungen in den Spektren einfacher Atome wie Wasserstoff vorherzusagen.
Fehler
Bohrs Theorie brach nicht vollständig mit der klassischen Physik. Sie behielt noch die Idee der Orbitalbewegung von Elektronen im elektromagnetischen Feld des Kerns bei. Die Idee der Quantisierung beim Übergang von einem stationären Zustand in einen anderen ergänzte das Planetenmodell erfolgreich, löste aber noch nicht alle Widersprüche.
Obwohl das Elektron im Lichte des Bohrschen Modells nicht in eine Spiralbewegung gehen und in den Kern fallen konnte, wobei es kontinuierlich Energie abstrahlte, blieb unklar, warum es nicht sukzessive auf höhere Energieniveaus aufsteigen konnte. In diesem Fall würden alle Elektronen früher oder später im niedrigsten Energiezustand landen, was zur Zerstörung des Atoms führen würde. Ein weiteres Problem waren Anomalien in Atomspektren, die die Theorie nicht erklären konnte. Bereits 1896 führte Peter Zeeman ein merkwürdiges Experiment durch. Er brachte ein atomares Gas in ein Magnetfeld und nahm ein Spektrogramm auf. Es stellte sich heraus, dass sich einige Spektrallinien in mehrere aufsp alteten. Ein solcher Effekt wurde in Bohrs Theorie nicht erklärt.
Aufbau eines Modells des Wasserstoffatoms nach Bohr
Trotz aller Mängel seiner Theorie gelang es Niels Bohr, ein realistisches Modell des Wasserstoffatoms zu bauen. Dabei bediente er sich der Häufigkeitsregel und der Gesetze der KlassikMechanik. Bohrs Berechnungen zur Bestimmung der möglichen Radien von Elektronenbahnen und zur Berechnung der Energie von Quantenzuständen erwiesen sich als ziemlich genau und wurden experimentell bestätigt. Die Emissions- und Absorptionsfrequenzen elektromagnetischer Wellen entsprachen der Position dunkler Lücken auf den Spektrogrammen.
Damit wurde am Beispiel des Wasserstoffatoms bewiesen, dass jedes Atom ein Quantensystem mit diskreten Energieniveaus ist. Zudem gelang es dem Wissenschaftler, die klassische Physik und seine Postulate nach dem Korrespondenzprinzip zu kombinieren. Es besagt, dass die Quantenmechanik die Gesetze der Newtonschen Physik beinh altet. Unter bestimmten Bedingungen (zum Beispiel wenn die Quantenzahl groß genug war) konvergieren Quanten- und klassische Mechanik. Dies wurde durch die Tatsache bewiesen, dass mit zunehmender Quantenzahl die Länge dunkler Lücken im Spektrum abnahm bis hin zum vollständigen Verschwinden, wie es im Lichte der Newtonschen Konzepte zu erwarten war.
Bedeutung
Die Einführung des Korrespondenzprinzips ist zu einem wichtigen Zwischenschritt zur Erkenntnis der Existenz einer speziellen Quantenmechanik geworden. Bohrs Atommodell ist für viele zu einem Ausgangspunkt geworden, um genauere Theorien über die Bewegung subatomarer Teilchen zu konstruieren. Eine exakte physikalische Interpretation der Quantisierungsregel konnte Niels Bohr nicht finden, aber auch das gelang ihm nicht, da die Welleneigenschaften von Elementarteilchen erst im Laufe der Zeit entdeckt wurden. Louis de Broglie, der Bohrs Theorie mit neuen Entdeckungen ergänzte, bewies, dass jede Umlaufbahn gemdie das Elektron bewegt, ist eine Welle, die sich vom Kern aus ausbreitet. Aus dieser Sicht begann man den stationären Zustand des Atoms so zu betrachten, dass er sich in dem Fall bildet, wenn sich die Welle nach einer vollständigen Umdrehung um den Kern wiederholt.