Atom

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Ein Heliumatom. Der Atomkern (rosa) ist in eine vergleichsweise große Wolke der Elektronen (grau) eingebettet, die nicht maßstäblich zum Kern dargestellt ist (sonst hätte sie ungefähr 5 m Durchmesser und so lang wäre auch der Balken). Oben rechts noch einmal vergrößert der Kern (2 Protonen, 2 Neutronen), der in Wirklichkeit kugelsymmetrisch ist.

Ein Atom (von griechisch ἄτομος, átomos, „das Unteilbare“) ist das kleinste Stück Materie, das als reines chemisches Element vorliegen kann. Die Massen der Atome der verschiedenen Elemente liegen in der Größenordnung 10−27 kg, ihre Durchmesser bei einigen 10−10 m. Alle bekannten Materialien, seien sie fest, flüssig oder gasförmig, sind aus Atomen gebildet und verdanken den Atomen und ihren Wechselwirkungen ihre makroskopischen Materialeigenschaften.

Wegen ihrer winzigen Größe können einzelne Atome erst seit wenigen Jahrzehnten mit dem Feldionenmikroskop oder dem Rastertunnelmikroskop direkt beobachtet werden. Ihre reale Existenz war daher noch Anfang des 20. Jahrhunderts umstritten. Als wichtiger Schritt gilt die Erkenntnis von Albert Einstein 1905, dass die Brownsche Bewegung, die an kleinen Körnchen im Mikroskop sichtbar ist, durch die zufälligen Stöße der unsichtbar kleinen Atome bzw. Moleküle quantitativ erklärt werden kann.

Die Atomphysik hat entscheidend zur Entwicklung der Modernen Physik, z. B. der Quantenmechanik beigetragen. Entgegen der Namensgebung sind Atome nicht unteilbar. Sie bestehen aus einem Atomkern, der etwa 105fach kleiner ist, aber über 99,9 % der Atommasse enthält, und einer entsprechend leichten Elektronenhülle. Der Atomkern enthält positiv geladene Protonen, deren Anzahl die chemische Ordnungszahl des betreffenden Elements angibt, sowie eine Anzahl der etwa gleich schweren, aber elektrisch neutralen Neutronen. In seiner Grundform hat das Atom in der Hülle genau soviel Elektronen wie Protonen im Kern und ist daher elektrisch neutral. Sind zusätzliche Elektronen vorhanden oder fehlen welche, ist das Atom geladen und wird genauer als Ion bezeichnet.

Der Kern bindet die Elektronen, die sich untereinander elektrostatisch abstoßen, durch die elektrostatische Anziehungskraft, die von seinen Protonen herrührt. Dabei bilden sich nach den Regeln der Quantenmechanik verschiedene Orbitale, d. h. mögliche räumliche Zustände. Sie können mit Elektronen gleicher Energie besetzt werden, bis eine je nach Orbital bestimmte Höchstzahl erreicht ist. Im Grundzustand des neutralen Atoms sind die Orbitale, angefangen vom energetisch niedrigsten, soweit mit Elektronen besetzt, dass die gesamte Elektronenzahl gleich der Protonenzahl des Kerns ist. Werden in einem Atom ein oder mehrere Elektronen in energetisch höherliegende Orbitale versetzt, ist das Atom in einem angeregten Zustand. Es kann seine Überschussenergie abgeben durch Stöße mit anderen Atomen, durch Emission eines der Elektronen (Auger-Effekt) oder durch Emission eines Photons, z. B. Erzeugung von Licht. Die Energie, die mindestens aufgebracht werden muss, um ein Elektron völlig aus dem Atom zu entfernen, wird als Ionisationsenergie bezeichnet. Umgekehrt gibt die Elektronenaffinität die Bindungsenergie an, die bei Anlagerung eines zusätzlichen Elektrons frei wird. Bei sehr hoher Temperatur oder in Gasentladungen können die Atome durch Stöße Elektronen verlieren, es entsteht ein Plasma, so z. B. in einem Stern. Die chemische Reaktion, d. h. die Verbindung mehrerer Atome zu einem Molekül, wird dadurch erklärt, dass ein Elektron, das eins der äußeren Orbitale eines der Atome besetzt, unter Energiegewinn einen freien Platz in einem Orbital eines benachbarten Atoms mit besetzen kann. Da die Form und Besetzung der Orbitale allein von der Protonenzahl bestimmt wird, haben Atome gleicher Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl, die gleiche Hülle und zeigen praktisch das gleiche chemische Verhalten. Sie werden Isotope des betreffenden Elements genannt. Unabhängig von der Möglichkeit, eine chemische Bindung einzugehen, stoßen sich alle Atome gegenseitig stark ab, sobald bei geringem Abstand ihre besetzten Orbitale sich im Raum merklich überschneiden. Bei größeren Abständen hingegen ziehen sich alle Atome gegenseitig schwach an.

Da Neutronen und Protonen etwa gleich schwer sind, unterscheiden sich die Isotope eines Elements deutlich in ihrer Atommasse. Darüber hinaus hat die Neutronenzahl entscheidenden Einfluss darauf, ob die Kernkräfte sich genügend stark auswirken können, um mit den Protonen zusammen einen Kern zu bilden, der trotz der gegenseitigen elektrostatischen Abstoßung der Protonen untereinander stabil ist. Atome mit instabilen Kernen sind radioaktiv und werden als Radionuklid bezeichnet. Insgesamt wurden in der Natur ca. 250 Isotope mit stabilen Kernen gefunden, die sich auf 80 chemische Elemente verteilen, sowie ca. 30 instabile Isotope von weiteren 10 radioaktiven Elementen.

Die Entstehung der ersten Arten von leichten stabilen Atomen wird auf die Zeit 380.000 Jahre nach dem Urknall angesetzt, als die Temperatur des Universums genügend weit abgesunken war. Zu deren Entstehung und der der schwereren Elemente s. Nukleosynthese. Durch Kernreaktionen konnten künstlich bisher ca. 2500 weitere Isotope hergestellt werden, darunter vollständige Atome von neun radioaktiven Elementen: Technetium (Ordnungszahl 43), Promethium (Ordnungszahl 61) sowie die ersten sieben Transurane (Ordnungszahl 93–99). Von weiteren 19 Elementen konnten sehr kurzlebige radioaktive Kerne erzeugt werden (s. Transactinoide).

Entdeckungsgeschichte

Philosophische Überlegungen

Das Konzept, dass Materie aus Grundeinheiten – „kleinsten Teilchen“ – aufgebaut ist, die nicht immer weiter in kleinere Stücke zerteilt werden können, existiert seit Jahrtausenden, genauso wie das Gegenkonzept, Materie sei ein beliebig teilbares Kontinuum. Doch diese Ideen beruhten zunächst ausschließlich auf philosophischen Überlegungen und nicht auf empirischer experimenteller Untersuchung. Dabei wurden den Atomen wechselnde Eigenschaften zugeschrieben, je nach Zeitalter, Kultur und philosophischer Schule stark variierend. Experimentell arbeitende Naturwissenschaftler machten sich Ende des 18. Jahrhunderts die Idee vom Atom zu eigen, weil sie eine elegante Erklärung für neue Entdeckungen in der Chemie bot.[1] Doch wurde gleichzeitig die gegenteilige Vorstellung, Materie sei ein Kontinuum, von Philosophen und auch unter Naturwissenschaftlern die ganze Zeit hindurch und noch bis ins 20. Jahrhundert hinein aufrechterhalten.[2]

Die früheste Erwähnung des Atomkonzepts in der Philosophie ist aus dem 6. Jahrhundert v. Chr. aus Indien bekannt.[3] Die Nyaya- und Vaisheshika-Schulen entwickelten ausgearbeitete Theorien, wie sich Atome zu komplexeren Gebilden zusammenschlössen (erst in Paaren, dann je drei Paare).[4] In der griechischen Philosophie ist die Atomvorstellung erstmals im 5. Jahrhundert v. Chr. bei Leukipp überliefert. Sein Schüler Demokrit systematisierte sie und führte auch den Begriff átomos ein, was etwa „das Unzerschneidbare“ bedeutet, also ein nicht weiter zerteilbares Objekt. Diese Bezeichnung wurde Ende des 18. Jahrhunderts für die damals hypothetischen kleinsten Einheiten der chemischen Elemente der beginnenden modernen Chemie übernommen, denn mit chemischen Methoden lassen sich Atome in der Tat nicht „zerschneiden“.

Naturwissenschaftliche Forschung

Vorläufer

Verschiedene Atome und Moleküle, wie sie in A New System of Chemical Philosophy (1808) von John Dalton abgebildet sind.

Robert Boyle argumentierte 1661 in seinem Werk The Sceptical Chymist, die Materie sei aus diversen Kombinationen verschiedener „corpuscules“ aufgebaut und nicht aus den vier Elementen der Alchemie: Wasser, Erde, Feuer, Luft.[5] Damit bereitete er die Überwindung der Alchemie durch den Element- und Atombegriff der modernen Chemie vor.

Daniel Bernoulli zeigte 1740, dass der gleichmäßige Druck von Gasen auf die Behälterwände und das Gesetz von Boyle und Mariotte sich durch zahllose Stöße kleinster Teilchen erklären lässt. Damit wurde er zum Vorläufer der kinetischen Gastheorie und statistischen Mechanik.

Ab Ende des 18. Jhdts. wurde die Vorstellung von Atomen genutzt, um die wohlbestimmten Winkel an den Kanten und Ecken der Edelsteine auf die verschiedenen möglichen Schichtungen von harten Kugeln zurückzuführen.[6]

Nachdem Antoine Lavoisier 1789 den heutigen Begriff des chemischen Elements geprägt und die ersten Elemente richtig identifiziert hatte,[7] benutzte 1803 John Dalton das Atomkonzept, um zu erklären, wieso Elemente immer in Mengenverhältnissen kleiner ganzer Zahlen miteinander reagieren (Gesetz der multiplen Proportionen). Er nahm an, dass jedes Element aus gleichartigen Atomen besteht, die sich nach festen Regeln miteinander verbinden können und dann Stoffe mit anderen Materialeigenschaften bilden.[8][9] Er nahm an, dass alle Atome eines Elements die gleiche Masse hätten, und begründete den Begriff Atomgewicht, indem er dem Wasserstoff ein Atomgewicht mit dem Wert 1 zuschrieb, Stickstoff 4,2 , Kohlenstoff 4,3 , Sauerstoff 5,5 und Phosphor 7,2.[10]

Die Beobachtungen zum chemischen und physikalischen Verhalten von näherungsweise idealen Gasen konnte Amedeo Avogadro 1811 dahingehend zusammenfassen, dass bei gleichen Werten von Volumen, Druck und Temperatur des Gases gleich viele identische Teilchen („Moleküle“) darin vorhanden sind, die bei elementaren Gasen wie Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff immer aus zwei Atomen dieser Elemente bestehen (Avogadrosches Gesetz).

1866 konnte Johann Loschmidt die Größe der Luftmoleküle bestimmen, indem er mit der von James C. Maxwell aus der kinetischen Gastheorie gewonnenen Formel die von George Stokes gemessenen Werte für die innere Reibung in Luft auswertete.[11] Seine Ergebnisse lagen im (richtigen) Bereich von 0,1 bis 1 nm und ermöglichten erstmals, das Gewicht eines Moleküls und deren Anzahl pro ml normaler Luft (Loschmidtsche Zahl) zu bestimmen.

Infolge der Arbeiten von Avogadro und Stanislao Cannizzaro wurde angenommen, dass Atome nicht als einzelne Teilchen auftreten, sondern nur als Bestandteile von Molekülen aus mindestens zwei Atomen. Doch 1876 gelang August Kundt und Emil Warburg der erste Nachweis eines einatomigen Gases. Sie bestimmten den Adiabatenexponenten von Quecksilber-Dampf bei hoher Temperatur und erhielten einen Wert, wie er nach der kinetischen Gastheorie nur für Teilchen in Gestalt echter Massepunkte auftreten kann. Ab 1895 kamen entsprechende Beobachtungen an den neu entdeckten Edelgasen hinzu.[2]

Moderne Physik

Joseph John Thomson entdeckte 1897, dass die Kathodenstrahlen von Teilchen bestimmter Ladung und Masse gebildet werden, wobei die Masse kleiner als ein tausendstel der Atommasse ist. Diese Teilchen wurden als Elektronen bezeichnet und erwiesen sich als Bestandteil aller Materie, was dem Konzept des Atoms als unzerteilbarer Einheit widersprach.[12] Thomson glaubte, dass die Elektronen dem Atom seine Masse verleihen und dass sie im Atom in einem masselosen positiv geladenen Medium verteilt seien wie „Rosinen in einem Kuchen“ (Thomsonsches Atommodell).

1905 zeigte Albert Einstein in seiner Dissertation theoretisch, dass die Existenz von Atomen sich mit kleinen Partikeln in Wasser demonstrieren lassen müsste, weil die unregelmäßigen Stöße der Wassermoleküle zu (mikroskopisch) sichtbaren Zitterbewegungen führen würden.[13][14][15] Ohne es zu wissen, hatte er damit erstmals die schon seit 1827 beobachtete Brownsche Bewegung von Pollenkörnern erklärt, die vorher als Ausdruck einer „Lebenskraft“ interpretiert worden war. Diese Übereinstimmung trug entscheidend zur allgemeinen Anerkennung der bis dahin so genannten „Atom-Hypothese“ bei. Der französische Physiker Jean Perrin benutzte Einsteins Arbeit, um Masse und Größe von Atomen experimentell zu bestimmen, und fand ähnliche Ergebnisse wie Loschmidt.[16]

Eine Forschungsgruppe um Ernest Rutherford beschoss 1909 eine Goldfolie mit α-Teilchen und stellte fest, dass ein kleiner Anteil der Teilchen um sehr viel größere Winkel abgelenkt wurden als nach Thomsons Modell möglich. Rutherford schloss daraus, dass der Großteil der Masse des Atoms in einem sehr viel kleineren geladenen Atomkern in der Mitte des Atoms konzentriert sei (Rutherfordsches Atommodell). Die stark abgelenkten α-Teilchen sind diejenigen, die zufällig näher als etwa ein Hundertstel des Atomradius auf einen Kern zugeflogen waren.[17]

Bei Experimenten zur natürlichen Radioaktivität stellte der Chemiker Frederick Soddy 1911 fest, dass es bei manchen der radioaktiven Elemente Atome mit verschiedenen Massen geben musste.[18] Der Begriff Isotop für chemisch gleiche, aber physikalisch verschiedene Atome desselben chemischen Elements wurde 1913 von Margaret Todd geprägt. Ein erstes Massenspektrometer zur Trennung verschieden schwerer Ionen desselben Elements wurde von J. J. Thomson entwickelt. Damit konnte er 1913 am Beispiel des Neon nachweisen, dass auch stabile Elemente aus mehreren Isotopen bestehen können.[19]

Illustration des bohrschen Modells des Wasserstoffatoms (Z=1) mit einem Elektron, das zwischen festen Umlaufbahnen (Orbits) springt und dabei ein Photon mit einer bestimmten Frequenz ν abstrahlt.

1913 konnte Niels Bohr, aufbauend auf Rutherfords Atommodell, erstmals erklären, wie es in den optischen Spektren reiner Elemente zu den Spektrallinien kommt, die für das jeweilige Element absolut charakteristisch sind (Spektralanalyse nach Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff 1859). Bohr nahm an, dass die Elektronen sich nur auf bestimmten quantisierten Umlaufbahnen (Schalen) aufhalten und zwischen diesen „springen“, sich jedoch nicht dazwischen aufhalten könnten.[20] Beim Quantensprung von einer äußeren zu einer weiter innen liegenden Bahn muss das Elektron eine bestimmte Menge an Energie abgeben, was als Licht bestimmter Wellenlänge erscheint. Im Franck-Hertz-Versuch konnte die quantisierte Energieaufnahme und -abgabe an Hg-Atomen experimentell bestätigt werden. Das bohrsche Atommodell ergab aber nur für Systeme mit lediglich einem Elektron (Wasserstoff und ionisiertes Helium) quantitativ richtige Resultate. Jedoch bildete es im Laufe des folgenden Jahrzehnts das Fundament für eine Reihe von Verfeinerungen, die zu einem qualitativen Verständnis des Aufbaus der Elektronenhüllen aller Elemente führten. Damit wurde das bohrsche Atommodell zur Grundlage des populären Bildes vom Atom als einem kleinen Planetensystem.[21]

1916 versuchte Gilbert Newton Lewis, im Rahmen des bohrschen Atommodells die chemische Bindung durch Wechselwirkung der Elektronen eines Atoms mit einem anderen Atomen zu erklären.[22] Walther Kossel ging 1916 erstmals von abgeschlossenen „Elektronenschalen“ bei den Edelgasen aus, um zu erklären, dass die chemischen Eigenschaften der Elemente grob periodisch mit der Ordnungszahl variieren, wobei sich benachbarte Elemente durch ein oder zwei zusätzliche oder fehlende Elektronen unterscheiden.[23] Dies wurde bis 1921 von Niels Bohr zum „Aufbauprinzip“ weiter entwickelt, wonach mit zunehmender Kernladungszahl jedes weitere Elektron in die jeweils energetisch niedrigste Elektronenschale der Atomhülle, die noch Plätze frei hat, aufgenommen wird, ohne dass die schon vorhandenen Elektronen sich wesentlich umordnen.[24]

Der Stern-Gerlach-Versuch von 1922 erbrachte neue Erkenntnisse über die quantenmechanischen Eigenschaften von Atomen. Silberatome, die im Vakuum durch ein speziell geformtes Magnetfeld fliegen, werden je nach der Richtung ihres Drehimpulses verschieden abgelenkt. Es wurde erwartet, dass in einem Atomstrahl alle Richtungen des Drehimpulses vorkommen und sich der Strahl deshalb breit auffächern würde. Stattdessen wurde der Strahl in zwei Teile aufgespalten, was darauf hindeutete, dass nur zwei Ausrichtungen des Drehimpulses vorkommen.[25]

Aufbauend auf dem von Louis de Broglie 1924 postulierten Welle-Teilchen-Dualismus entwickelte Erwin Schrödinger 1926 die Wellenmechanik, die die Elektronen nicht als Massenpunkte auf bestimmten Bahnen sondern als dreidimensionale Materiewellen beschreibt. Als Folge dieser Beschreibung ist es u. a. unmöglich, genaue gleichzeitige Werte für Ort und Impuls eines Elektrons anzugeben. Dieser Sachverhalt wurde 1926 von Werner Heisenberg in der Unschärferelation formuliert. Demnach können nur Wahrscheinlichkeitsverteilungen für Wertebereiche von Ort und Impuls angegeben werden. Den quantisierten Umlaufbahnen des bohrschen Modells entsprechen hier stehende Materiewellen oder „Orbitale“. Dieses Modell ließ sich nur schwer veranschaulichen. Doch gelang es damit sehr viel besser als mit den Vorläufermodellen, die Eigenschaften der Atome zu beschreiben, insbesondere auch bei Atomen mit mehr als einem Elektron, z. B. ihre Spektrallinien und die Struktur ihrer Atomhülle in räumlicher und energetischer Hinsicht. Daher wurde das bohrsche Atommodell zugunsten des quantenmechanischen Orbitalmodells des Atoms verworfen.[26][27] Das Orbitalmodell ist bis heute Grundlage und Ausgangspunkt genauer quantenmechanischer Berechnungen fast aller Eigenschaften der Atome, insbesondere auch ihrer chemischen Bindung zu einzelnen Molekülen oder im Festkörper.

Schematische Darstellung eines einfachen Massenspektrometers

Die weitere Entwicklung des Massenspektrometers ermöglichte es, Atommassen immer genauer zu messen. Das Gerät verwendet einen Magneten, um einen Strahl ionisierter Atome auf eine gekrümmte Bahn zu lenken, wobei die Ablenkung jedes Ions durch das Verhältnis seiner Masse zu seiner Ladung bestimmt wird. 1918 fand Francis William Aston, dass fast alle Elemente Gemische aus Atomen verschiedener Masse, also verschiedenen Isotopen, sind, wobei sich die Massen immer um ein ganzzahliges Vielfaches der Masse des Wasserstoffatoms unterscheiden.[28] Rutherford postulierte daraufhin den Aufbau aller Atomkerne aus etwa gleich schweren Teilchen, teils positiv geladen, teils neutral, und schlug dafür die Namen ‘Proton’ und ‘Neutron’ vor. Das Proton war als Kern des Wasserstoffatoms schon bekannt, das Neutron als freies Teilchen wurde dagegen erst 1932 durch James Chadwick nachgewiesen.[29]

Der deutsche Chemiker Otto Hahn, ein Schüler Rutherfords, versuchte im Jahr 1938 durch Beschuss von Uran mit Neutronen Transurane herzustellen, d. h. Atome mit größerer Masse, wie das bei leichteren Elementen seit Jahren gelungen war. Anschließend wies Fritz Straßmann jedoch überraschenderweise nach, dass dabei das viel leichtere Barium entstanden war. In einem Brief unterrichtete Hahn seine frühere Mitarbeiterin Lise Meitner, die als Jüdin vor den Nazis nach Schweden geflohen war, über die Befunde und merkte dabei an, dass das Uran ja „nicht in Barium zerplatzt sein kann“. Lise Meitner und ihr Neffe Otto Frisch konzipierten eine neue Versuchsanordnung: bei der Bestrahlung von Uran mit Neutronen suchten sie mittels einer Ionisationskammer explizit nach hochenergetischen Spaltprodukten, waren dabei erfolgreich und konnten Hahns Ergebnis als Kernspaltung interpretieren[30] (siehe Entdeckung der Kernspaltung).[31] Hahn wurde 1944 der Nobelpreis für Chemie zugesprochen, wobei der Beitrag von Meitner und Frisch, trotz dahingehender Bemühungen Hahns, nicht berücksichtigt wurde.

Ab den 1950er Jahren ermöglichte die Entwicklung verbesserter Teilchenbeschleuniger und Teilchendetektoren die Untersuchung von Atomen beim Beschuss mit Teilchen sehr hoher Energien.[32] Die „Tiefinelastische Streuung“ von Elektronen an Atomkernen zeigte, dass auch Neutronen und Protonen keine unteilbaren Einheiten sind, sondern aus Quarks zusammengesetzt.[33]

1985 entwickelte eine Arbeitsgruppe um Steven Chu ein Verfahren, die Temperatur von Atomen mittels Laserstrahlung stark zu verringern. Im selben Jahr gelang es einer Gruppe um William D. Phillips, Natriumatome in einer Magnetfalle einzuschließen. Durch Kombination dieser Verfahren mit einer Methode, die den Dopplereffekt benutzt, gelang es einer Arbeitsgruppe um Claude Cohen-Tannoudji, geringe Mengen von Atomen auf Temperaturen von einigen Mikrokelvin zu kühlen. Dieses Verfahren ermöglicht es, die Atome mit hoher Genauigkeit zu untersuchen,[34] und ermöglichte auch die experimentelle Realisierung der Bose-Einstein-Kondensation.[35] In den 2000er Jahren wurde die Handhabbarkeit einzelner Atome durch neue Technologien unter anderem genutzt um einen Transistor aus nur einem Metallatom mit organischen Liganden herzustellen.[36] Der Nobelpreis für Physik wurde im Jahr 2012 an Serge Haroche und David Wineland vergeben, die in Experimenten die Wechselwirkung eines einzelnen Atoms mit einem einzelnen Photon erfolgreich untersucht hatten.

Atomsorten

Nuklidkarte
Periodensystem

Unterscheidung nach Ladung

Das Atom als Ganzes kann elektrisch neutral oder geladen sein. Ist die Anzahl der Elektronen in der Hülle gleich der Anzahl der Protonen im Kern, ist das Atom neutral; sind diese Zahlen nicht gleich, zeigt das Atom elektrische Ladung und wird Ion genannt. Bei weniger Elektronen als Protonen ist das Atom positiv geladen (Kation), bei Elektronenüberschuss negativ (Anion).

Unterscheidung nach Atomkernen: Nuklide

Unabhängig vom Zustand der Hülle unterscheidet man die Atome nach ihrem Atomkern, der aus Protonen und Neutronen aufgebaut ist. Die Protonenzahl (Ordnungszahl, Kernladungszahl) Z und die Neutronenzahl N legen fest, um welches Nuklid (Atomsorte) es sich handelt. (Aus historischen und praktischen Gründen werden die Nuklide allerdings fast immer nach der Ordnungszahl und der Massenzahl A, der Summe aus Z und N, bezeichnet und tabelliert.)

Klassen verwandter Nuklide

Nuklide mit der gleichen Protonenzahl gehören zum selben chemischen Element, können sich aber noch in der Neutronenzahl unterscheiden und heißen dann Isotope dieses Elements. Seltener werden unter dem Namen Isotone Nuklide mit verschiedenen Protonenzahlen, aber gleicher Neutronenzahl zusammengefasst. Nuklide mit gleicher Massenzahl heißen Isobare.

Ein Atomkern kann in verschiedenen Anregungszuständen vorliegen. Wenn außer dem Grundzustand noch weitere dieser Zustände relativ langlebig (metastabil) sind, werden diese Kernisomere genannt und als eigene Nuklide gezählt. Nach dieser Definition sind mit dem Stand von 2003 insgesamt etwa 3200 Nuklide bekannt,[37] die sich auf 118 Elemente vom Wasserstoff bis zum Ununoctium verteilen.

Stabilität

Von den Nukliden gelten 265 als stabil.[38] Die Stabilität eines Nuklids im Grundzustand hängt von der Zahl der Protonen und der Neutronen ab. Wenn das Verhältnis beider Zahlen ungünstig oder die Protonenzahl gleich 43 oder 61 oder größer als 82 ist, ist der Kern instabil, d. h. radioaktiv und wandelt sich in einen stabileren Kern um. Bei welchen Protonen- und Neutronenzahlen das genau eintritt, lässt sich mit Kernmodellen (wie Tröpfchenmodell, Schalenmodell) erklären.

Graphische Übersichten

Die Ordnung der Elemente und Nuklide wird durch verschiedene graphische Hilfsmittel anschaulich gemacht. Im Periodensystem – wichtig für die Chemie – werden Isotope nicht unterschieden; die Elemente werden nach aufsteigender Ordnungszahl eingereiht und die Zeilenlänge („Periode“) so gewählt, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (die mit der Elektronenbesetzung der Orbitale zusammenhängen) in Spalten, den Gruppen, untereinander stehen. In Nuklidkarten – wichtig für die Kernphysik und ihre Anwendungen – werden die Nuklide dargestellt, indem auf einer Achse die Protonen-, auf der anderen die Neutronenzahl aufgetragen wird. Häufig wird dabei durch Farben die Art des Zerfalls oder die Größenordnung der Halbwertszeit dargestellt.

Entstehung

Stabile Protonen und Elektronen existierten eine Sekunde nach dem Urknall. In den folgenden drei Minuten verschmolz ein Teil der Protonen und Neutronen miteinander und bildete vor allem Deuterium- und Helium-, in geringerem Umfang auch Lithiumkerne. Möglicherweise wurden auch kleinere Mengen Beryllium und Bor durch diese primordiale Nukleosynthese gebildet.[39] Die ersten vollständigen Atome mit dauerhaft gebundenen Elektronen wurden erst 380.000 Jahre nach dem Urknall gebildet, als das Universum durch Expansion ausreichend abgekühlt war und damit stabile Rekombinationen von Atomkernen und Elektronen möglich waren.[40]

Alle schwereren Atome wurden und werden durch verschiedene Prozesse der Kernfusion erzeugt. Am wichtigsten ist die Nukleosynthese, wobei in Sternen zunächst Helium, anschließend auch die schwereren Elemente bis zum Eisen gebildet werden. Elemente mit höheren Kernladungszahlen als Eisen entstehen durch den r-Prozess (in Supernovae) und den s-Prozess (in AGB-Sternen).

Eine mengenmäßig kleine Rolle für die Synthese verschiedener Elemente und Isotope spielen radioaktive Zerfälle (siehe Zerfallsreihe) und die seltenen Spallationen, die für die Entstehung des Lithiumisotops 6Li wichtig sind.[41]

Vorkommen und Verteilung

Häufigkeiten von Elementen im Universum

Atome bilden nach dem Lambda-CDM-Modell mit einer mittleren Dichte von 0,25 Atome/m3 etwa 4,6 % der Energiedichte des beobachtbaren Universums. Der Rest setzt sich aus etwa 23 % dunkler Materie und 72 % dunkler Energie, sowie Neutrinos zusammen, deren Natur jedoch noch weitgehend unklar ist.[42] Innerhalb einer Galaxie wie der Milchstraße ist die Konzentration von Atomen viel höher, nämlich zwischen 105 und 109 Atome/m3 im interstellaren Medium (ISM).[43] Die Sonne befindet sich in der weitgehend staubfreien lokalen Blase, daher ist die Dichte in der Umgebung des Sonnensystems nur etwa 103 Atome/m3.[44]

In der Verteilung der unterschiedlichen Elemente dominiert im Universum mit Abstand Wasserstoff, danach folgt das rund zehnmal seltenere Helium. Alle schwereren Elemente sind noch viel seltener und machen nur einen kleinen Teil der im Universum vorhandenen Elemente aus. Ihre Häufigkeiten werden von den verschiedenen Mechanismen der Nukleosynthese bestimmt.[45]

Sterne bilden dichte Wolken im interstellaren Medium. Die Entwicklungsprozesse von Sternen sorgen für eine ständige Anreicherung des interstellaren Mediums mit schwereren Elementen als Helium. Bis zu 95 % der Atome in der Milchstraße sind in Sternen konzentriert. Die Gesamtmasse der Atome macht nur etwa 10 % der Masse der Milchstraße aus,[46] der Rest der Masse rührt von dunkler Materie her.[47]

Während Wasserstoff und Helium im Sonnensystem vorwiegend in der Sonne und den Gasplaneten enthalten sind, überwiegen auf der Erde die schweren Elemente. Die häufigsten Elemente sind hier Sauerstoff, Eisen, Silicium und Magnesium. Der Erdkern besteht vorwiegend aus Eisen, während in der Erdkruste Sauerstoff und Silicium in Form von Silicaten vorherrschen.

Bestandteile des Atoms

Ein Atom ist aus zwei unterschiedlichen Bestandteilen aufgebaut, einem positiv geladenem Atomkern, der im Vergleich zum gesamten Atom sehr klein ist und fast die gesamte Masse des Atoms besitzt, sowie der Atomhülle, die aus negativ geladenen Elektronen besteht.

Atomkern

Aufbau

Die Bindungsenergie, die pro Nukleon aufgebracht werden muss, um den Kern vollständig in Nukleonen zu zerlegen, für die auf der Erde natürlich vorkommenden Kerne.

Die in einem Atom vorhandenen, aneinander gebundenen Protonen und Neutronen, zusammen auch als Nukleonen bezeichnet, bilden den Atomkern. Die Nukleonen zählen zu den Hadronen. Das Proton ist positiv geladen, das Neutron ist elektrisch neutral. Nach dem Standardmodell der Elementarteilchenphysik sind Proton und Neutron aus Elementarteilchen, den Quarks, aufgebaut. Die Quarks werden durch die starke Wechselwirkung zusammengehalten, die durch Gluonen vermittelt wird. Diese starke Wechselwirkung ist auch für den Zusammenhalt des Atomkerns verantwortlich, da sie in Abständen bis zu etwa 2,5 Femtometer deutlich stärker als die gegenseitige elektrische Abstoßung der Protonen ist.[48] Der Radius des Kerns ist abhängig von der Anzahl Nukleonen und beträgt etwa   fm, (A: Anzahl der Nukleonen im Kern).[49] Das ist sehr viel kleiner als der Radius des Atoms, der ungefähr im Bereich von 105 fm liegt. Kerne mit bestimmten Nukleonenzahlen, beispielsweise Helium-4, Sauerstoff-16 oder Blei-208, sind besonders stabil, was mit dem Schalenmodell des Atomkerns erklärt werden kann.

Die Protonen im Kern stoßen sich zwar gemäß der Elektrostatik ab, können zusammen mit einer geeigneten Anzahl von Neutronen aber ein stabiles System bilden. Schon bei kleinen Abweichungen von dem günstigsten Zahlenverhältnis ist der Kern instabil und wandelt sich spontan um, indem aus einem Neutron ein Proton wird oder umgekehrt. Dabei wird Strahlung abgegeben, die β-Strahlung. Bei Ordnungszahlen bis 20 sind Kerne mit annähernd gleich vielen Neutronen wie Protonen stabil. Bei größeren Ordnungszahlen muss die Anzahl der Neutronen größer sein als die der Protonen. Das Verhältnis von Neutronen zu Protonen in stabilen Atomkernen steigt daher mit zunehmender Ordnungszahl von 1 bis auf etwa 1,5. Somit wächst bei stabilen Kernen bei jedem zusätzlichen Proton die Anzahl der Neutronen um 1–2 (Details siehe Tröpfchenmodell). Alle Kerne mit mehr als 82 Protonen (also jenseits von Blei) sind aufgrund deren gegenseitiger Abstoßung instabil und wandeln sich durch Ausstoßen eines Kerns He-4 in leichtere Kerne um (Alphastrahlung). Dies wiederholt sich so lange, bis ein stabiler Kern erreicht ist; mehrere Zerfallsstufen bilden eine Zerfallsreihe. Auch zu den Protonenzahlen 43 und 61 existiert kein stabiler Kern.

Masse

Da der Großteil der Atommasse von den Neutronen und Protonen stammt und diese etwa gleich schwer sind, wird die Gesamtzahl dieser Teilchen in einem Atom als Massenzahl bezeichnet. Die Masse eines Atoms wird oft mittels der atomaren Masseneinheit u angegeben. Diese Einheit entspricht einem Zwölftel der Masse des Kohlenstoffisotops 12C und ist etwa u=1,66 · 10−27 kg.[50] Ein Atom des leichtesten Wasserstoffisotops hat eine Masse von 1,007825 u. Die Masse eines Atoms entspricht etwa dem Produkt aus der Massenzahl und der atomaren Masseneinheit. Das schwerste stabile Nuklid ist das Bleiisotop 208Pb mit einer Masse von 207,9766521 u.[51]

Da makroskopische Mengen einer Substanz sehr viele Atome enthalten und die Angabe ihrer Anzahl als natürliche Zahl unhandlich wäre, erhielt die Stoffmenge eine eigene Einheit, das Mol. Ein Mol eines Elements sind etwa 6,022 · 1023 Atome. Diese Zahl wurde so gewählt, dass ein Mol eines Elementes mit der Atommasse 1 u eine Masse von 0,001 kg oder 1 g hat. 12C hat beispielsweise eine Atommasse von 12 u, also hat ein Mol Kohlenstoff eine Masse von 0,012 kg.[50] Daher ist es in der Chemie üblich, Atommassen auch indirekt in g/mol anzugeben.

Bildung und Zerfall

In welcher Art ein Atomkern zerfällt, ist für das jeweilige Radionuklid typisch. Mitunter können die Kerne eines Nuklids auch auf verschiedene Arten zerfallen, so dass mehrere Zerfallskanäle mit bestimmten Prozentanteilen an der Abnahme der Menge beteiligt sind. Die wichtigsten radioaktiven Zerfälle sind

Die Energien der Strahlungen sind für das jeweilige Nuklid charakteristisch, ebenso wie die Halbwertszeit, die angibt, wie lange es dauert, bis die Hälfte einer Probe des Nuklids zerfallen ist.

Illustration einer Kernfusion. Zwei Protonen (oben) reagieren zu einem Deuteriumkern aus einem Proton und einem Neutron. Ein Positron (e+) – das Antiteilchen des Elektrons – und ein Elektron-Neutrino entstehen bei der Reaktion.

Größere Atomkerne können aus kleineren Kernen gebildet werden. Dieser Vorgang wird Kernfusion genannt. Für eine Fusion müssen sich Atomkerne sehr nahe kommen. Diesem Annähern steht die elektrostatische Abstoßung beider Kerne, der sogenannte Coulombwall entgegen. Aus diesem Grund ist eine Kernfusion (außer in bestimmten Experimenten) nur unter sehr hohen Temperaturen von mehreren Millionen Grad und hohen Drücken, wie sie im Inneren von Sternen herrschen, möglich. Die Kernfusion ist bei Nukliden bis zum Nickel-62 eine exotherme Reaktion, so dass sie im Großen selbsterhaltend ablaufen kann. Sie ist die Energiequelle der Sterne. Bei Atomkernen jenseits des Nickels nimmt die Bindungsenergie pro Nukleon ab; die Fusion schwererer Atomkerne ist daher endotherm und damit kein selbsterhaltender Prozess. Die Kernfusion in Sternen kommt daher zum Erliegen, wenn die leichten Atomkerne aufgebraucht sind.[52]

Atomhülle (Elektronenhülle)

Die Atomhülle besteht aus den negativ geladenen Elektronen. Sie ist etwa 10.000–100.000mal größer als der Atomkern in ihrem Zentrum. Die Atomhülle trägt zwar nur mit ca. 0,02 % zur Masse des neutralen Atoms bei, bestimmt aber die Größe des Atoms, weil sie für die Elektronen anderer Atomhüllen praktisch undurchdringlich ist. Die Atomhülle bestimmt auch die mechanischen Eigenschaften der Stoffe, ihre Aggregatzustände und ihr chemisches Verhalten. Für hochenergetische Teilchen wie z. B. in Röntgenstrahlen oder in radioaktiver Strahlung ist die Atomhülle so durchlässig, dass das Atom zuweilen als „weitgehend leer“ beschrieben wird.

Aufbau

Elektronen werden, wie alle Teilchen, in der Quantenmechanik durch eine Wellenfunktion beschrieben, die u. a. die Wahrscheinlichkeit angibt, mit der das Elektron in einem bestimmten Gebiet zu finden ist. Diese Wellenfunktion wird mit der Schrödingergleichung bestimmt, die die potentielle und kinetische Energie des Elektrons im elektrostatischen Potential des Kerns und der anderen Elektronen beschreibt. Exakte Lösungen existieren nur für Atome mit einem einzigen Elektron, also für das Wasserstoffatom und andere entsprechend hoch ionisierte Atome. Bei Atomen mit mehreren Elektronen wird als gute Näherung meist das Orbitalmodell verwendet, das von den Wellenfunktionen des Wasserstoffatoms ausgeht und die elektrostatische Abstoßung durch die anderen Elektronen durch eine Abänderung der Form der potentiellen Energie pauschal berücksichtigt. Bei mehreren Elektronen gilt auch das Pauli-Prinzip, nach dem sich jedes Elektron in mindestens einer der Quantenzahlen von allen anderen unterscheiden muss. Dies führt dazu, dass jedes durch die drei räumlichen Quantenzahlen definierte Orbital mit lediglich zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin, einer Art Eigendrehung des Elektrons, besetzbar ist, siehe Elektronenkonfiguration.

Eigenschaften

Die Atomhülle bestimmt maßgeblich viele äußere Eigenschaften der Atome, darunter vor allem die Stärke und Abstandsabhängigkeit der Kräfte zwischen ihnen. Bei zwei Atomen im Abstand mehrerer Atomduchmesser polarisieren sich die gesamten Atomhüllen gegenseitig, wodurch die anziehenden Van-der-Waals-Kräfte entstehen, die vor allem für den Wechsel der Aggregatzustände verantwortlich sind. Bei geringer werdendem Abstand ist entscheidend, ob es für einzelne äußere Elektronen eines Atoms geeignete unbesetzte Orbitale des anderen Atoms gibt, die mit besetzt werden können. Hierauf gründen sich die verschiedenen Formen der chemischen Bindung. Die Ionenbindung z. B. findet statt, wenn es energetisch günstig ist, dass ein Elektron vollständig von einem Atom zum anderen wechselt und sich die beiden so entstandenen entgegengesetzt geladenen Ionen anziehen. Ein vor allem in der Chemie verwendetes anschauliches Maß für die Fähigkeit, ein zusätzliches Elektronen zu binden, ist die Elektronegativität. Bei der kovalenten Bindung nutzen ein oder mehrere äußere Elektronen unter Energiegewinn gleichzeitig Orbitale in beiden Atomen. Der als Bindungslänge bezeichnete energetisch günstigste Abstand der beiden Atomkerne dient zur praktischen Bestimmung der Atomradien, denn die Atomhülle als solche ist aufgrund der Wellenmechanik diffus und hat keinen scharfen Rand. Nähern sich zwei Atome stärker an, z. B. stärker als ihre Bindungslänge angibt, müssen die Elektronen eines Atoms wegen des Pauli-Prinzips auf energetisch ungünstige Orbitale des anderen Atoms ausweichen, was einen erhöhten Energiebedarf und damit eine abstoßende Kraft bedeutet. Darin liegt die mechanische Stabilität der Atome und damit auch der makroskopischen Materialien begründet. Insgesamt zeigt sich mit steigender Ordnungszahl eine in etwa periodische Variation der Atomgröße, die mit der periodischen Variation des chemischen Verhaltens gut übereinstimmt. Im Periodensystem gilt allgemein, dass innerhalb einer Periode von links nach rechts die Größe abnimmt, weil die in derselben Schale hinzukommenden Elektronen durch die größere Kernladung stärker angezogen werden. Innerhalb einer Gruppe nimmt die Größe von oben nach unten zu, weil jedes Mal Orbitale einer neuen Schale besetzt werden. Dementsprechend ist das kleinste Atom das Heliumatom mit einem Radius von 32 pm, während eines der größten Atome das Cäsiumatom mit einem Radius von 225 pm ist.[53]

Mit chemischen oder makroskopischen mechanischen Mitteln lassen sich Elektronen gewöhnlich nicht aus einer Atomhülle entfernen, aber auf energetisch höhere Orbitale, also in einen angeregten Zustand versetzen. Allgemein wird die Anregungsenergie eines Atoms (oder Moleküls) in Form eines Photons bestimmter Wellenlänge wieder abgegeben, wenn sie nicht vorher durch einen Stoß an ein anderes Atom oder Molekül übertragen wird oder, bei besonderen Formen angeregter Zustände, zur Emission eines Elektrons führt (Auger-Effekt). Je nach Atom bzw. Molekül und den beteiligten Zuständen sind die Energien der emittierten Strahlung verschieden und erlauben es, die Quelle eindeutig zu identifizieren.

Absorptionsspektrum von Natrium.

Beispielsweise zeigen die einzelnen Atome ihr elementspezifisches optisches Linienspektrum. Bekannt ist etwa die Natrium-D-Linie, eine Doppelline im gelben Spektralbereich bei 588,99 nm und 589,59 nm.[54] Ihr Aufleuchten zeigt die Anwesenheit von angeregten Natrium-Atomen an, sei es auf der Sonne oder über der Herdflamme beim Salzen. Da die Energiedifferenz zweier Zustände bei Absorption und Emission gleich ist, lassen sich die Linienspektren sowohl in Absorptions- als auch als Emissionsspektren beobachten.

Atommodelle

In der Geschichte der Physik wurden mehrere Modelle zum Verständnis des Atoms entwickelt. Einige von ihnen werden heute nicht mehr verwendet und sind nur von wissenschaftsgeschichtlichem Interesse. Andere gelten je nach Anwendungsbereich als Näherung noch heute. In der Regel wird das einfachste Modell genommen, welches im gegebenen Zusammenhang noch ausreicht, um die auftretenden Fragen zu klären.

Antiquierte Modelle

Das 1903 aufgestellte Rosinenkuchenmodell von Thomson ging davon aus, dass das Atom aus einer Kugel besteht, in der die positive Ladung und die Masse gleichmäßig verteilt sind und in der punktförmige Elektronen wie Rosinen in einem Kuchen eingebettet sind. Dieses Modell wurde 1909 durch den Rutherfordschen Streuversuch widerlegt, der nachwies, dass die positive Ladung eines Atoms in einem nahezu punktförmigen Kern konzentriert ist.

Rutherford stellte sich daher vor, dass die Elektronen wie Planeten im Sonnensystem um den Atomkern kreisen, von dem sie elektrostatisch angezogen werden. Diese Annahme stand jedoch im Widerspruch zur Elektrodynamik, aus der folgt, dass Ladungsträger, die sich wie hier die Elektronen auf gekrümmten Bahnen bewegen, kontinuierlich elektromagnetische Wellen abstrahlen und damit Energie abgeben.

Atome als harte Kugeln

Das einfachste Atommodell, das noch heute in Gebrauch ist, stellt sich ein Atom als eine harte Kugel mit festem Radius vor. Dieses Modell wird in der Kristallographie und in der kinetischen Gastheorie verwendet.

Das Bohrsche Atommodell

Das 1913 von Niels Bohr formulierte Bohrsche Atommodell greift das Rutherfordsche Planetenmodell auf. Danach bewegen sich die Elektronen auf Kreisbahnen um den Kern, wobei nur solche Bahnen erlaubt sind, bei denen der Bahndrehimpuls ein ganzzahliges Vielfaches des reduzierten Planckschen Wirkungsquantums ist.

Arnold Sommerfeld erweiterte das Bohrsche Atommodell um elliptische Elektronenbahnen zum Bohr-Sommerfeldschen Atommodell. Wolfgang Pauli fand das Pauli-Prinzip, demgemäß keine zwei Elektronen in allen Quantenzahlen übereinstimmen können. Daraus folgt, dass bei zunehmender Ordnungszahl die zusätzlichen Elektronen nur außen „angebaut“ werden können, während weiter innen der Aufbau der Hülle gleich bleibt (Aufbauprinzip).

Das Schalenmodell

Das Schalenmodell ist in der Atomphysik ein Modell des Aufbaus der Atomhülle bzw. der Elektronenhüllen von Atomen. Das Schalenmodell ist eine Erweiterung des Bohrschen Atommodells und eine Vereinfachung des Orbitalmodells:

  • Elektronen kreisen um den Atomkern ähnlich wie im Bohrschen Atommodell und
  • der Aufenthaltsort der Elektronen kann nur durch eine Wahrscheinlichkeitsfunktion – die sogenannte Wellenfunktion als Lösung der Schrödingergleichung – bestimmt werden. Die Wellenfunktion kann durch sogenannte Wahrscheinlichkeitswolken oder -schalen visualisiert werden (wie im Orbitalmodell).

Das atomare Schalenmodell ist ein Atommodell, nach dem sich die Protonen und Neutronen eines Atoms im zentralen Atomkern und die Elektronen in der Atomhülle in um diesen angeordneten Schalen befinden wie bei einer Zwiebel; es sind räumliche Aufenthaltsbereiche für Elektronen mit ähnlichem Energiegehalt.

Die erste Schale ausgehend vom Atomkern wird K-Schale genannt und fasst maximal zwei Elektronen; auf der nächsten Schale, der L-Schale, können maximal acht Elektronen untergebracht werden. Die folgenden Schalen (M-, N-Schale etc.) können außer den acht Elektronen wie in der L-Schale weitere Elektronen enthalten. Diese halten sich aber vorwiegend nicht auf der jeweils äußersten Schale auf und beeinflussen deshalb die chemischen Eigenschaften nicht so stark.

Das Orbitalmodell

Darstellung der Orbitale der ersten (2 Elektronen) und zweiten (8 Elektronen) Elektronenschale

Orbitale sind Einzelelektronen-Wellenfunktionen in der Quantenmechanik und werden meist mit oder (kleines Psi) abgekürzt. Das Betragsquadrat einer Wellenfunktion wird als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte des Elektrons interpretiert, das das Orbital besetzt (Bornsche Wahrscheinlichkeitsinterpretation).

Im Orbitalmodell existieren keine Kreisbahnen wie im Atommodell von Niels Bohr und auch keine anderen, definierten Bahnen (Trajektorien). Vielmehr brachten Entwicklungen der Quantenmechanik die Erkenntnis, dass der genaue Aufenthaltsort der Elektronen aufgrund der Unschärferelation Werner Heisenbergs nicht exakt, sondern nur ihre Verteilung stochastisch beschrieben werden kann.

Da die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen mit dem Abstand vom Atomkern asymptotisch gegen null geht und sich bis ins Unendliche erstreckt, gilt als Orbital der Aufenthaltsraum, in dem sich das betrachtete Elektron mit etwa 90 % Wahrscheinlichkeit aufhält. Das ergibt Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Begrenzungsflächen sind Flächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Isoflächen). Die Orbitale, die den in einer gegebenen Schale größtmöglichen Drehimpuls haben, zeigen bei einem bestimmten Radius ein deutliches Maximum der Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Dieser Radius entspricht dem im Bohrschen Atommodell errechneten Bahnradius.

Die direkte Interpretation von besetzten Orbitalen als Wellenfunktionen der im Atom vorhandenen Elektronen ist nur bei Einzelelektronensystemen möglich. Bei Mehrelektronensystemen werden aber entsprechend viele Orbitale in eine Slater-Determinante eingesetzt, um die einfachsten Mehrelektronen-Wellenfunktionen zu konstruieren. Die genaue Form der Orbitale kann durch Hartree-Fock-, Kohn-Sham-Rechnungen (siehe: Dichtefunktionaltheorie (Quantenphysik)) oder MCSCF-Rechnungen (MCSCF: Multiconfiguration Self Consistent Field) bestimmt werden, ist aber im Regelfall nicht eindeutig definiert (verschiedene Orbitalsätze repräsentieren die gleiche Mehrteilchen-Wellenfunktion).

Das Thomas-Fermi-Modell

Im Thomas-Fermi-Modell wird die Elektronenhülle als ein Fermi-Gas beschrieben, das im Potentialtopf der Coulomb-Anziehung eingeschlossen ist.

Beobachtung

Rastertunnelmikroskopisches Bild mit atomarer Auflösung von einer rekonstruierten Goldoberfläche. (Das Bild wurde nachträglich koloriert, denn Atome sind kleiner als die Wellenlänge des Lichts und haben dadurch keine Farbe).

Das Rastertunnelmikroskop ist ein Gerät, das einzelne Atome einer Oberfläche sichtbar macht. Es verwendet den Tunneleffekt, der es Teilchen erlaubt, eine Energiebarriere zu passieren, die sie nach klassischer Physik nicht überwinden könnten. Bei diesem Gerät tunneln Elektronen zwischen einer elektrisch leitenden Spitze und der elektrisch leitenden Probe. Bei Seitwärtsbewegungen zur Abrasterung der Probe wird die Höhe der Spitze so nachgeregelt, dass immer derselbe Strom fließt. Die Bewegung der Spitze bildet dann die Topographie und Elektronenstruktur der Probe ab. Da der Tunnelstrom sehr steil vom Abstand abhängt, ist die laterale Auflösung viel feiner als der Radius der Spitze, manchmal atomar.[55][56]

Ein Atom kann ionisiert werden, indem eines seiner Elektronen entfernt wird. Die elektrische Ladung sorgt dafür, dass die Flugbahn eines Ions von einem Magnetfeld abgelenkt wird. Dabei werden leichtere Ionen stärker abgelenkt als schwerere. Das Massenspektrometer nutzt dieses Prinzip, um das Masse-zu-Ladung-Verhältnis von Ionen und damit die Atommassen zu bestimmen.

Die Elektronenenergieverlustspektroskopie misst den Energieverlust eines Elektronenstrahls bei der Wechselwirkung mit einer Probe in einem Transmissionselektronenmikroskop. Eine tomographische Atomsonde erstellt ein dreidimensionales Bild mit einer Auflösung unterhalb eines Nanometers und kann die chemischen Elemente einzelner Atome feststellen.[57]

Atomspektren können benutzt werden um die Elementzusammensetzung entfernter Sterne zu bestimmen. Die verschiedenen Elemente lassen sich durch charakteristische Spektrallinien identifizieren, die auf Emission oder Absorption durch Atome des entsprechenden Elements in der Sternatmosphäre zurückgehen. Gasentladungslampen, die dasselbe Element enthalten, zeigen diese Linien als Emissionslinien.[58] Auf die Weise wurde z. B. Helium im Spektrum der Sonne nachgewiesen – 23 Jahre bevor es auf der Erde entdeckt wurde.[59]

Seltene und theoretische Formen

Zu jedem Materieteilchen gibt es ein entsprechendes Antiteilchen mit entgegengesetzter elektrischer Ladung. Das Positron ist ein positiv geladenes Antielektron und das Antiproton ist das negativ geladene Äquivalent zum Proton. Wenn ein Teilchen und das entsprechende Antiteilchen aufeinander treffen, annihilieren sie sich gegenseitig, d. h., beide verschwinden, während neue Teilchen entstehen, die zusammen dieselbe Energie, Impuls und Drehimpuls besitzen wie das verschwundene Teilchenpaar und als Vernichtungsstrahlung davonfliegen. Daher und wegen eines Überschusses an Materie gegenüber Antimaterie, dessen Ursache – die Baryogenese – nicht abschließend geklärt ist, sind die Antiteilchen selten im Universum. Im Ergebnis wurden keine Antimaterie-Atome in der Natur gefunden.[60][61] Allerdings wurden erstmals 1996 am CERN in Genf Antiwasserstoffatome künstlich hergestellt und nachgewiesen.[62][63]

Andere exotische Atome wurden hergestellt, in denen eines der Protonen, Neutronen oder Elektronen durch andere Teilchen derselben Ladung ersetzt wurden. Beispielsweise kann ein Elektron durch ein schwereres Myon ersetzt werden, wobei ein myonisches Atom entsteht. Solche exotischen Atome können benutzt werden um fundamentale physikalische Theorien zu überprüfen.[64][65][66]

Auch das Mott-Wannier-Exziton, ein Atom aus zwei Quasiteilchen der Festkörperphysik, gehorcht den gleichen Gesetzen.

Literatur

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  • Steven S. Zumdahl: Introductory Chemistry: A Foundation. 5. Auflage. Houghton Mifflin, 2002, ISBN 0-618-34342-3 (Online [abgerufen am 5. Februar 2008]).
Commons: Atoms – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
Wiktionary: Atom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. ↑ Leonid I. Ponomarev: The Quantum Dice. 2. Auflage. Inst. of Physics Pub, 1993, ISBN 0-7503-0251-8, S. 14–15.
  2. ↑ a b Jörn Bleck-Neuhaus: Elementare Teilchen. Moderne Physik von den Atomen bis zum Standard-Modell. Springer-Verlag (Heidelberg), 2010, Kap. 1, ISBN 978-3-540-85299-5.
  3. ↑ Mrinalkanti Gangopadhyaya: Indian atomism: History and sources. Humanities Press, Atlantic Highlands (NJ) 1981, ISBN 0-391-02177-X.
  4. ↑ Dick Teresi: Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science--from the Babylonians to the Maya. Simon & Schuster, 2003, ISBN 0-7432-4379-X, S. 213–214.
  5. ↑ Robert Siegfried: From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. In: Transactions of the Americal Philosophical Society. Band 92, Nr. 4. American Philosophical Society, 2002, ISBN 0-87169-924-9, S. 42–55.
  6. ↑ siehe Charles Kittel:Einführung in die Festkörperphysik, 7. Auflage 1988, Verlag R. Oldenbourg (München), S. 16
  7. ↑ Lavoisier's Elements of Chemistry. In: Elements and Atoms. Le Moyne College, Department of Chemistry, abgerufen am 18. Dezember 2007 (englisch).
  8. ↑ Charles Adolphe Wurtz: The Atomic Theory. D. Appleton and company, New York 1881, S. 1–2.
  9. ↑ J. Dalton: A New System of Chemical Philosophy, Part 1. S. Russell, London/Manchester 1808.
  10. ↑ siehe F. Dannemann: Die Naturwissenschaften in ihrer Entwicklung und in ihrem Zusammenhange. Bd. 3, Verlag W. Engelmann 1922, S. 198.
  11. ↑ Loschmidt: Zur Grösse der Luftmoleküle. In: Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien. Band 52, 1866, Abt. II, S. 395–413.
  12. ↑ The Nobel Foundation: J.J. Thomson. Nobelprize.org, , abgerufen am 20. Dezember 2007 (englisch).
  13. ↑ Albert Einstein: Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flüssigkeiten suspendierten Teilchen. In: Annalen der Physik. Band 322, Nr. 8, 1905, S. 549–560, doi:10.1002/andp.19053220806 (PDF (Memento vom 18. März 2006 im Internet Archive) [abgerufen am 4. Februar 2007]).
  14. ↑ Robert M. Mazo: Brownian Motion: Flucuations, Dynamics, and Applications. In: The International Series of Monographs on Physics. Band 112. Oxford University Press, 2002, ISBN 0-19-851567-7, S. 1–7.
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  24. ↑ Niels Bohr: Atomic structure. In: Nature. Band 107, 1921, S. 104–107, doi:10.1038/107104a0.
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  58. ↑ Jim Lochner, Meredith Gibb, Phil Newman: What Do Spectra Tell Us? NASA/Goddard Space Flight Center, 30. April 2007, abgerufen am 3. Januar 2008 (englisch).
  59. ↑ Mark Winter: Helium. WebElements, , abgerufen am 3. Januar 2008 (englisch).
  60. ↑ Steve Koppes: Fermilab Physicists Find New Matter-Antimatter Asymmetry. University of Chicago, 1. März 1999, abgerufen am 14. Januar 2008 (englisch).
  61. ↑ William J. Cromie: A lifetime of trillionths of a second: Scientists explore antimatter. Harvard University Gazette, 16. August 2001, abgerufen am 14. Januar 2008 (englisch).
  62. ↑ Tom W. Hijmans: Particle physics: Cold antihydrogen. In: Nature. Band 419, 2002, S. 439–40, doi:10.1038/419439a.
  63. ↑ Staff: Researchers 'look inside' antimatter. BBC News, 30. Oktober 2002, abgerufen am 14. Januar 2008 (englisch).
  64. ↑ Roger Barrett, Daphne Jackson, Habatwa Mweene: The Strange World of the Exotic Atom. In: New Scientist. Nr. 1728, 1990, S. 77–115 (Offline [abgerufen am 4. Januar 2008]).
  65. ↑ Paul Indelicato: Exotic Atoms. In: Physica Scripta. T112, 2004, S. 20–26, doi:10.1238/Physica.Topical.112a00020.
  66. ↑ Barrett H. Ripin: Recent Experiments on Exotic Atoms. American Physical Society, Juli 1998 (Online [abgerufen am 15. Februar 2008]).

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