Atome

Definition:
Ein Atom ist das kleinste elektrisch neutrale Teilchen eines chemischen Elementes, durch dessen Eigenschaften das charakteristische chemische und physikalische Verhalten des Elements bestimmt wird. Stabile Atome sind mit chemischen Mitteln nicht weiter teilbar, doch mit physikalischen k√∂nnen sie in Elementarteilchen gespalten werden. Atome bestehen aus einem positiv geladenen Atomkern, und dieser wiederum aus Protonen und Neutronen, sowie einer gleich stark negativ geladenen Elektronenh√ľlle, die auch die chemischen Eigenschaften des Atoms bestimmt.[1]

Fr√ľhe Atomvorstellungen:
Schon um etwa 400 v. Chr. pr√§gte der griechische Philosoph Demokrit den Begriff "atomos" f√ľr unteilbare Teilchen. Obwohl rein vom philosophischen Standpunkt ausgehend, begr√ľndete er die Vorstellung von kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen.
Demgegen√ľber meinte Aristoteles um etwa 300 v. Chr., dass alles aus den 4 Grundelementen Erde, Wasser, Feuer und Luft aufgebaut w√§re.
Der Engl√§nder John Dalton (1766 - 1844) griff zu Beginn des 19. Jahrhunderts die Atomhypothese wieder auf. Seine Beobachtungen √ľber Massenverh√§ltnisse bei chemischen Reaktionen lie√üen sich sehr gut mit der Vorstellung von unteilbaren kleinsten Einheiten in Einklang bringen. Dalton ordnete jedem Element ein bestimmtes Atom zu, die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Gr√∂√üe und Masse. Dalton konnte allerdings seine Atome nicht nachweisen, und sein Modell konnte auch nicht Ph√§nomene wie Elektrizit√§t oder die 1896 von Antoine Henri Becquerel (1852 - 1908) entdeckte Radioaktivit√§t erkl√§ren.[2]

Aufbau der Atome:
Der Engl√§nder Ernest Rutherford (1871 - 1937) entwickelte 1911 aus der Beobachtung der Ablenkung radioaktiver Strahlen beim Durchgang durch Materie sein Kern - H√ľlle - Modell.
Bei seinem Versuch, der heute "Rutherford'scher Streuversuch" genannt wird, bestrahlte er eine Goldfolie mit durch Radium erzeugten α - Strahlen. Dabei konnte er beobachten, wie die α - Strahlen vom Kern reflektiert oder in der N√§he des Kerns abgelenkt wurden. Die weitaus meisten jedoch durchdrangen ungehindert die H√ľlle. Daraus schlo√ü er, das sich die Masse des Atoms in einem kompakten Kern vereinigt, der von Elektronen umkreist wird.


Der Atomkern besteht aus Protonen (p+) und Neutronen (n), den sogenannten Nukleonen (Kernteilchen), in der H√ľlle befinden sich die Elektronen (e- ). Protonen und Elektronen sind Tr√§ger der elektrischen Elementarladung. Da alle Ladungen von materiellen Teilchen nur Vielfache der Elementarladung sein k√∂nnen, geht man von Elementarladungen von +1 bzw. - 1 aus. Neutronen sind ungeladen. Bei elektrisch neutralen Atomen ist die Anzahl der Protonen und Elektronen gleich gro√ü.
Die Masse eines Atoms befindet sich fast zur G√§nze im Kern, die H√ľllenmasse macht nur etwa ein Viertausendstel der Gesamtmasse des Atoms aus. Die Messung erfolgt heute mit Massenspektrometern. Als atomare Masseneinheit wurde 1 u (unit) festgelegt:
1 u = 1.66056 * 10- 24g
Die Elementarteilchen im Kern liegen sehr dicht beisammen, wobei die neutralen Neutronen die Protonen, die sich sonst aufgrund ihrer gleichen Ladung absto√üen w√ľrden, zusammenhalten. Die H√ľlle ist etwa 104- 105mal so gro√ü wie der Kern.[3]
Elementar - teilchen
Symbol
Massenzahl
absolute Masse
Ladung in Elementar - ladungen
absolute Ladung
Proton
p+
1
1.6726 * 10- 24g
+1
+1.602 * 10- 19As
Neutron
n
1
1.6749 * 10- 24g
0
0
Elektron
e-
0
9.109 * 10- 28g
- 1
- 1.602 * 10- 19As

Radioaktivität:
Beim Rutherford'schen Kern - H√ľlle - Modell spielen elektrische Wechselwirkungskr√§fte eine gro√üe Rolle. Die H√ľlle mit den negativ geladenen Elektronen wird vom positiv geladenen Kern angezogen, weswegen die Elektronen auf stabilen Bahnen um den Kern bleiben. Allerdings m√ľssten sich dann eigentlich die Protonen gegenseitig absto√üen.
F√ľr die elektrischen Kr√§fte zwischen zwei Ladungen Q1 und Q2 gilt das Coulombsche Gesetz:
F = k * [Q1 * Q2] / r²
F ... Kraft zwischen den Ladungen, k ... Proportionalitätsfaktor, r ... Abstand der
Ladungen
Da der Abstand zwischen den Protonen 104- 105mal kleiner als der Abstand zwischen dem Kern und den H√ľllenelektronen ist, muss die absto√üende Kraft zwischen den Protonen (104)¬≤ bis (105)¬≤, also etwa 1 Milliarde mal gr√∂√üer sein als die anziehende Kraft zwischen Kern und H√ľlle. Die Atomkerne w√ľrden also zerfallen, w√ľrden sie nicht von der starken Kernbindungskraft zusammengehalten. Diese Kraft ist nur zwischen benachbarten Kernteilchen wirksam und √ľberwiegt die Protonenabsto√üung deutlich. Deshalb enthalten alle Kerne au√üer Wasserstoff (nur 1 Proton !) Neutronen. Allerdings kann die Neutronenanzahl nicht beliebig gro√ü werden.
Ein freies Neutron zerf√§llt in ein Proton und ein Elektron, deshalb gibt es nur eine beschr√§nkte Zahl stabiler Nuklide. Ein Kern mit zuwenigen Neutronen zerf√§llt ebenso wie einer mit zuvielen, bei dem dann die Kernneutronen zerfallen. Deshalb sind ab Z = 84 keine stabilen Nuklide mehr m√∂glich (allerdings existieren auch von Tc [43] und Pm [61], aus anderen Gr√ľnden, keine stabilen Nuklide).
Es gibt 3 Arten radioaktiver Strahlung: α -, β - und γ - Strahlung. Schwere Kerne mit Neutronenmangel sind h√§ufig α - Strahler. Dabei zerf√§llt der Kern in einen 4He2+- Kern, der mit 6% der Lichtgeschwindigkeit emittiert wird, und den Restkern. Dieses α - Teilchen ionisiert Atome und wird durch Einfang von zwei Elektronen zu einem Helium - Atom. Der Restkern gibt dann seine zwei √ľbersch√ľssigen Elektronen an die ionisierten Atome ab. Kerne mit Neutronen√ľberschu√ü sind β - Strahler. Dabei zerf√§llt im Kern ein Neutron in ein Proton und ein Elektron, das mit 96% der Lichtgeschwindigkeit emittiert wird. Auch die β - Teilchen ionisieren Atome. γ - Strahlung sind elektromagnetische Wellen sehr hoher Frequenz und werden auch R√∂ntgenstrahlen genannt. Sie breiten sich mit Lichtgeschwindigkeit aus (als masselose Teilchen k√∂nnen sie das) und werden in Form eines γ - Quants aus Atomkernen emittiert. γ - Strahlung tritt h√§ufig als Begleitstrahlung zu α - oder β - Strahlung auf. Es gibt noch weitere Arten des radioaktiven Zerfalls, die aber auf der Erde keine Rolle spielen.[4]
Die Halbwertszeit gibt die Zeit an, in der sich die H√§lfte der urspr√ľnglich vorhandenen Atome eines Radionuklids umwandelt, parallel dazu sinkt auch die Strahlung auf die H√§lfte. Aus der Halbwertszeit lassen sich R√ľckschl√ľsse auf das Alter eines Gegenstands ziehen, worauf unter anderem die C14- Methode basiert.[5]

Aufbau der H√ľlle:
Alle f√ľr die Chemie wichtigen Eigenschaften der Atome sind im Aufbau der Elektronenh√ľlle begr√ľndet, so zum Beispiel die chemische Bindung, F√§rbigkeit oder Lichtdurchl√§ssigkeit. Isotope haben identische chemische Eigenschaften, da sie identische Elektronenh√ľllen besitzen. Das erste Modell der H√ľlle wurde 1913 von Niels Bohr (1885 - 1962) entwickelt. Er nahm an, dass die Elektronen vom Kern elektrostatisch angezogen wurden und sich auf stabilen Kreisbahnen um den Kern bewegten.
Allerdings m√ľssten beschleunigte elektrische Ladungen eigentlich in den Kern fallen, da die sich auf gekr√ľmmten Bahnen bewegenden Elektronen ihre Energie eigentlich in Form von elektromagnetischer Strahlung abgeben und damit kinetische Energie verlieren m√ľssten, weshalb beim Bohrschen Atommodell eine Stabilit√§t der Atome nicht gegeben w√§re. Au√üerdem widersprechen Elektronen auf Kreisbahnen der Heisenbergschen Unsch√§rferelation, nach der es unm√∂glich ist, Ort und Impuls (und damit Energie) eines Teilchens gleichzeitig genau anzugeben. Dies w√§re aber in Bohrs Modell sehr wohl m√∂glich. Da man √ľber den Energiezustand eines Elektrons sehr genaue Angaben machen muss, wird deshalb die Angabe des Ortes sehr unscharf. Die Heisenbergsche Unsch√§rferelation lautet:
Δp * Δx ≥ h
p ... Impuls, x ... Richtungsvektor, h ... Plancksches Wirkungsquantum = 6.63 * 10- 34Js
Bohr spaltete weißes Licht durch ein Prisma in seine Spektralfarben auf und ließ eine Probe dieses Licht aufnehmen. Er wußte bereits, dass die Farben mit der Energie gekoppelt waren. Wenn die Probe Energie aufnahm, fehlte die betreffende Farbe im Spektrum. Wenn die Elektronen Energie aufnahmen, wurden sie in eine höhere Schale gehoben und zeigten ein Absorptionsspektrum. Wenn sie die Energie danach wieder abgaben, zeigten sie ein Emissionsspektrum. Nach Bohrs Folgerungen bewegten sich die Elektronen in 7 Schalen kreisförmig um den Kern. Diese Schalen (oder Sphären) wurden als K, L, M, N, O, P, Q bezeichnet. In jeder Schale fanden 2n² Elektronen Platz (also 2 in K, 8 in L, 18 in M, ...). In der äußersten Schale konnten sich maximal 8 Valenzelektronen befinden. Die Energie der Elektronen ist quantisiert, Elektronen weiter weg vom Kern haben höhere Energie. Diese Außenelektronen sind nicht so fest gebunden und spielen bei chemischen Bindungen eine wichtige Rolle. Aus diesem Grund heißen sie Valenzelektronen, bei manchen Elementen sind aber auch Elektronen der inneren Sphären valenzfähig.
Man hat Bohrs Modell teilweise beibehalten, nennt die Schalen aber heute Sph√§ren. Die Elektronen befinden sich in diffusen Raumbereichen, in denen sie nicht genau lokalisiert werden k√∂nnen. Die Sph√§ren werden zus√§tzlich zu den Buchstaben von innen beginnend durchnumeriert, dies nennt man die Hauptquantenzahl. F√ľr gr√∂√üere Atome mit mehreren Elektronen reicht das einfache Sph√§renmodell nicht aus. Zu einer Hauptquantenzahl n gibt es nun mehrere verschiedene Energieniveaus. Diese Unterniveaus, Orbitale genannt, werden mit den Buchstaben s, p, d, f bezeichnet. Je gr√∂√üer die Hauptquantenzahl n ist, desto geringer wird der Energieabstand zwischen den Sph√§ren. Deshalb ist das Energieniveau 3d bereits energetisch h√∂herliegend als 4s. Zur Vereinfachung der Besetzungsreihenfolge dient die Schachbrettregel, die zeilenweise gelesen wird:[6]
1s








2s






2p

3s






3p

4s




3d

4p

5s




4d

5p

6s


4f

5d

6p

7s


5f

6d





Orbitaltyp
Anzahl der Orbitale pro Sphäre
Anzahl der Elektronen in den Orbitalen
Orbitale in Sphären
s
1
2
1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s
p
3
6
2p, 3p, 4p, 5p, 6p
d
5
10
3d, 4d, 5d, 6d
f
7
14
4f, 5f

Besetzung der Orbitale:
Eine Eigenschaft der Elektronen ist ihr Spin, der zur Vereinfachung der Vorstellung auch als Drehung um die eigene Achse interpretiert werden kann (was streng physikalisch gesehen aber nicht korrekt ist[7]). Wenn sich 2 Elektronen in einem Orbital befinden, muss ihr Spin verschieden sein. Energiegleiche Orbitale werden zuerst einfach besetzt. Dies nennt man die Hundsche Regel (Friedrich Hund, geb. 1896). Die Schreibweise nach Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946) dient zur Darstellung der Atome mit ihren Valenz - Elektronen: Dabei werden einfach besetzte Orbitale mit einem Punkt, doppelt besetzte mit einem Strich dargestellt.[8]

Welle - Teilchen - Dualismus:
Licht kann sowohl durch ein Wellen - als auch durch ein Teilchenmodell beschrieben werden. Dies nennt man den Welle - Teilchen - Dualismus. Ein Beweis f√ľr die Wellennatur des Lichts sind Interferenzerscheinungen, die zum Beispiel an einem Spalt auftreten. Da sich Licht aber auch im Vakuum ausbreiten kann, kann es kein mechanischer Wellenvorgang sein, Lichtausbreitung l√§sst sich nur mit demselben mathematischen Modell beschreiben wie mechanische Wellenvorg√§nge. Bei der Wechselwirkung mit Materie treten allerdings Widerspr√ľche im Wellenmodell auf. Die Energie einer Welle h√§ngt von ihrer Frequenz und Amplitude ab, durch Steigerung der Amplitude lie√üen sich also beinahe beliebig hohe Energien √ľbertragen, was aber in der Praxis, zum Beispiel bei der Schw√§rzung von Photopapier nicht der Fall ist.[9]
Deshalb wurde das Teilchenmodell entwickelt, das sogenannte Photonen (Lichtquanten) einf√ľhrt. Da Photonen (idealisiert) masselose Teilchen sind, k√∂nnen sie sich trotzdem mit Lichtgeschwindigkeit bewegen. Mit diesem Modell l√§sst sich nun obengenannter Effekt erkl√§ren, da Quanten entweder einen Effekt erzielen, oder eben nicht, unabh√§ngig von der Anzahl. Zusammenfassend verh√§lt sich Licht hinsichtlich seiner Ausbreitung als Welle, hinsichtlich der Wechselwirkung mit Materie als Teilchen.[10]
In der Quantenmechanik gilt die Formel: E = h * f (E ... Energie, h ... Plancksches Wirkungsquantum = 6.63 * 10- 34Js, f ... Frequenz)
Da die Frequenz und Wellenlänge einer Welle verkehrt proportional sind, ist also kurzwellige Strahlung energiereicher, und umgekehrt.

Das wellenmechanische Atommodell:
Dieses Atommodell wurde 1925 vom österreichischen Nobelpreisträger Erwin Schrödinger (1887 - 1961) entwickelt. Nach der Relativitätstheorie gilt:
E = m * c²
E ... Energie, m ... Masse, c ... Lichtgeschwindigkeit
Unter Beiseitelassung der Idealisierung hat also jedes elektromagnetische Quant real eine wenn auch sehr kleine Masse, die von der Wellenlänge abhängt.
Der französische Physiker Louis de Broglie (1892 - 1987) entwickelte die Theorie, dass jede bewegte Masse dualistisch auch als Welle beschreibbar ist. Die Gleichung der de Broglie - Wellenlänge lautet:
λ = h / [m * v]
λ ... de Broglie - Wellenl√§nge, h ... Plancksches Wirkungsquantum, m ... Masse,
v ... Geschwindigkeit
Diese Wellenl√§ngen sind bei "normalen" Objekten wenig sinnvoll, da ihre Massen zu gro√ü sind. Bei Elektronen hingegen liefert diese Gleichung vern√ľnftige Ergebnisse. Elektronenstrahlen zeigen auch, √§hnlich wie R√∂ntgenstrahlen, Interferenzerscheinungen. Deshalb ist die Beschreibung bewegter Elektronen als Wellen durchaus sinnvoll.[11]
Dies veranlasste Schr√∂dinger, die Elektronen in der Atomh√ľlle als dreidimensionale stehende Wellen zu beschreiben. Dabei sind mit steigender Frequenz und damit steigender Energie nur bestimmte Zust√§nde m√∂glich. Die Energiezust√§nde der Elektronen lassen sich mit Hilfe der Schr√∂dingergleichung berechnen. Diese ist aber f√ľr Atome mit mehreren Elektronen nicht exakt l√∂sbar und muss dann mit Hilfe von Supercomputern angen√§hert werden.
Mathematisch wird der Energiezustand des Elektrons durch die Wellenfunktion beschrieben. Der deutsche Physiker Max Born (1882 - 1970) interpretierte das Quadrat der Amplitude der Wellenfunktion als Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Orbitale sind damit Raumbereiche hoher Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Die Art der Orbitale wird durch die Quantenzahlen festgelegt, f√ľr die dreidimensional stehende Welle Elektron sind vier Quantenzahlen erforderlich, um den Energiezustand des Elektrons exakt festzulegen. Der √∂sterreichische Nobelpreistr√§ger Wolfgang Pauli (1900 - 1958) formulierte das Pauli - Ausschlie√üungsprinzip, wonach in einem Atom nie zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen √ľbereinstimmen k√∂nnen.[12]
Die Quantenzahlen sind:
Hauptquantenzahl
Sphäre
n = 1, 2, 3, 4, ...
Nebenquantenzahl
Art des Orbitals
l = 0 (s), 1 (p), 2 (d), ..., n - 1
Magnetquantenzahl
Anzahl der jeweils energiegleichen Orbitale
m = +l, ..., 1, 0, - 1, ..., - l
Spinquantenzahl
Eigendrehung des Elektrons
s = +1/2, - 1/2

n
l
m
s
1
0
0
+1/2, - 1/2
2
0
0
+1/2, - 1/2

1
1
+1/2, - 1/2


0
+1/2, - 1/2


- 1
+1/2, - 1/2
3
0
0
+1/2, - 1/2

1
1
+1/2, - 1/2


0
+1/2, - 1/2


- 1
+1/2, - 1/2

2
2
+1/2, - 1/2


1
+1/2, - 1/2


0
+1/2, - 1/2


- 1
+1/2, - 1/2


- 2
+1/2, - 1/2
... usw.

Quantenmechanik:
Die Idee quantisierter Energie wurde erstmals 1900 vom deutschen Wissenschaftler Max Planck eingef√ľhrt. 1926 postulierte dann Werner Heisenberg seine Unsch√§rferelation (siehe oben), die dem Laplace'schen Determinismus ein Ende setzte. Darauf basierend formulierten schlie√ülich Werner Heisenberg, Erwin Schr√∂dinger und Paul Dirac 1920 die Quantenmechanik, die in zwei √§quivalenten Formulierungen Ausdruck fand: Heisenbergs Matrizenmechanik und Schr√∂dingers Wellenmechanik.[13] Der Welle - Teilchen - Dualismus spielt dabei eine gro√üe Rolle, da zum Beispiel der ber√ľhmte Doppelspalt - Versuch eindeutig Elektronen als Wellen darstellt. Diese k√∂nnten sich aber auch gegenseitig ausl√∂schen. Schon Niels Bohr fand 1913 eine teilweise L√∂sung f√ľr dieses Problem, indem er vorschlug, dass Elektronen den Kern nur in bestimmten Abst√§nden umkreisen d√ľrften. Die Quantenmechanik lieferte nicht nur den Beweis f√ľr diese Vorstellung, sondern auch gleich die Begr√ľndung: Bei den erlaubten Bahnen w√§re die Wellenl√§nge der Elektronen ganzzahlig, w√§hrend sie bei den nicht erlaubten rational (also ein Bruch) w√§re, weshalb diese Elektronen sich dann ausl√∂schen w√ľrden. Dieser Gedanke wurde von dem Amerikaner Richard Feynman weiter entwickelt, was allerdings eher in der Kernphysik als in der Chemie eine Rolle spielt.[14]

Schrödinger - Gleichung:
Dies ist die 1926 von Erwin Schr√∂dinger aufgestellte fundamentale Gleichung der Quantenmechanik. Sie beschreibt in guter N√§herung die Bewegung von Elektronen. Ihre meist approximative L√∂sung liefert Wellenfunktionen y(r), deren Betragsquadrat |y(r)|¬≤ als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte interpretiert wird. Bei hoher Geschwindigkeit (nahe der Lichtgeschwindigkeit) m√ľssen auch relativistische Effekte ber√ľcksichtigt werden, w√§hrend bei der Wechselwirkung mit √§u√üeren Magnetfeldern der Spin die entscheidende Rolle spielt, was sich in der Dirac - Gleichung ausdr√ľckt. Als Fermionen, das hei√üt mit halbzahligem Spin, gehorchen Elektronen der Fermi - Dirac - Statistik.[15]
Die zeitabh√§ngige Schr√∂dinger - Gleichung ist eine Bewegungsgleichung, die mit Hilfe der Wellenfunktion Ψ die zeitliche Entwicklung eines quantenmechanischen Systems, z. B. eines Atoms, beschreibt. F√ľr komplexere Systeme ist sie nicht mehr analytisch l√∂sbar und kann derzeit nur angen√§hert werden.[16]
i h ∂ Ψ/∂ t = H' Ψ
Hierbei sind i die Einheit der imagin√§ren Zahl, h das durch 2π geteilte Plancksche Wirkungsquantum, t die Zeit und H' der Hamilton - Operator. Wenn letzterer nicht von der Zeit abh√§ngt, hat die zeitabh√§ngige Schr√∂dinger - Gleichung die station√§re L√∂sung der Form
ψ(r,t) = ψ(r) * e - i E t /
Hierbei ist E ein konstanter Energie - Eigenwert. Die nur noch von den Ortskoordinaten (und eventuell Spin - Koordinaten) der Teilchen (pauschal zusammengefa√üt zur Variablen r) abh√§ngige Wellenfunktion ψ(r) ist Eigenfunktion der zeitunabh√§ngigen Schr√∂dinger - Gleichung[17]
H' ψ(r) = E ψ(r)
Der Hamilton - Operator ist der zur Gesamtenergie eines quantenmechanischen Systems geh√∂rende Energieoperator. Da es sich um einen hermiteschen Operator handelt, sind seine Eigenwerte reell. Eigenwerte und Eigenfunktionen des Hamilton - Operators erh√§lt man durch L√∂sung der Schr√∂dinger - Gleichung. Der Hamilton - Operator f√ľr die Bewegung des Elektrons im Wasserstoff - Atom lautet
H' = - [h¬≤] / [2μ] Δ - [e¬≤] / [4π ε0 r]
Der erste Term ist hierbei der Anteil der kinetischen Energie (Δ: Laplace - Operator), der zweite derjenige der potentiellen Energie (Coulomb - Anziehung zwischen Elektron und Proton).[18]
Die den Grundzustand des Wasserstoff - Atoms beschreibende Wellenfunktion hat die mathematische Form
Ψ (r) = (π a0¬≥)- 1/2e - r / a0
Hierbei ist r der Abstand zwischen Elektron und Proton und a0 der Bohrsche Radius.[19]
Die Elektronenstruktur des Wasserstoff - Atoms wird durch die folgende zeitunabhängige Schrödinger - Gleichung beschrieben:
[ - [h¬≤] / [2 μ] Δ ψ (r) - [e¬≤] / [4 π ε0 r] ] ψ (r) = E ψ (r)
Hierbei sind h die Plancksche Konstante geteilt durch 2π, μ ist die reduzierte Masse (μ = [me mp] / [me + mp]), me und mp sind die Elektronenruhemasse bzw. Protonenruhemasse, Δ ist der Laplace - Operator, ψ die Wellenfunktion, e die Elementarladung, r der Abstandsvektor zwischen Elektron und Proton und r seine L√§nge, ε0 die elektrische Feldkonstante und E ein Energieeigenwert des Wasserstoff - Atoms zu der Eigenfunktion ψ. Da die Wechselwirkung zwischen Elektron und Proton nur von ihrem inversen Abstand abh√§ngt (Coulombwechselwirkung), liegt ein kugelsymmetrisches Problem vor, welches man zweckm√§√üig in Kugelkoordinaten oder sph√§rischen Polarkoordinaten l√∂st.[20]



Die kleinsten (?) Einheiten der Materie:
1969 entdeckte der Caltech - Physiker Murray Gell - Mann nach der Kollision von Protonen, dass diese aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sind. Diese nannte er Quarks. Quarks kommen in 6 "Formen" (up, down, strange, charmed, bottom, top) und 3 "Farben" (red, green, blue) vor (nat√ľrlich sind Quarks deutlich kleiner als die Wellenl√§nge von Licht und haben deshalb nicht wirklich Farben, diese Namen wurden nur zur Vereinfachung erfunden). Protonen und Neutronen bestehen aus drei Quarks, einem von jeder Farbe (die "Gesamtfarbe" muss immer wei√ü ergeben): Protonen aus zwei "up" und einem "down", Neutronen aus zwei "down" und einem "up".[21] Weitere Teilchen oder Antimaterie (mit umgekehrten Ladungen) k√∂nnen heute mit Hilfe von Teilchenbeschleunigern k√ľnstlich hergestellt werden. Nach heutiger Ansicht sind die Grundbausteine der Materie 6 Quarks und 6 Leptonen, dazu jeweils ihre Antiteilchen.[22] Die Forschung auf diesem Gebiet ist noch lange nicht abgeschlossen, aber vor allem f√ľr die Teilchenphysik von Bedeutung.

Entstehung von Atomen:
Durch kleine Unebenheiten in der sonst relativ flachen Raumzeit blieben in den ersten Sekunden nach dem Urknall wenige Teilchen √ľbrig (etwa 1 Proton auf 10 Mrd. Protonen und Antiprotonen), w√§hrend sich die restlichen gleich wieder gegenseitig ausl√∂schten. Diese Teilchen, vorwiegend Wasserstoff, konzentrierten sich sodann an manchen Stellen, und die ersten Galaxien und somit Sterne entstanden. In diesen Sternen wurde und wird noch immer durch Kernfusion aus Wasserstoff Helium erzeugt, woraus die Sonne ihre Energie bezieht. Gegen Ende der Lebensdauer eines Sterns, wenn der Wasserstoff ausgeht, wird dann Helium weiter zu schwereren Kernen verschmolzen und diese dann noch weiter, was allerdings sehr schnell geht, bevor der Stern dann schlie√ülich seine Existenz auf eine von mehreren m√∂glichen Arten beendet. Bei einer Supernova werden dabei die entstandenen Atome ins Weltall hinausgeschleudert, wo sie dann eines Tages neue Sonnensysteme formen. Auch unseres ist eines dieser n√§chsten Generation, und alle Atome auf der Erde entstammen damit theoretisch einer fr√ľheren Sonne, weshalb wir alle buchst√§blich Kinder der Sterne sind.[23]



√úberschwere Elemente:
In der Natur kommen nur Elemente mit Ordnungszahlen bis 94 (Plutonium in Spuren) vor, wobei ab 84 alle radioaktiv sind. Die meisten dieser Elemente sind durch Zerfall schwererer Atome (meist Uran) entstanden. Heute k√∂nnen k√ľnstlich aber Elemente bis zur Ordnungszahl 112 hergestellt werden. Der italienische Physiker Enrico Fermi (1901 - 1954) schlug dazu schon 1934 die Absorption eines Neutrons mit anschlie√üendem Beta - Zerfall vor. Bei entsprechenden praktischen Versuchen wurde nicht nur die Kernspaltung, sondern auch die Gruppe der Actiniden (√§hnlich den Lanthaniden) entdeckt. Mit dieser Methode l√§sst sich allerdings h√∂chstens Fermium (Z = 100) herstellen. Bis 1974 konnten dann durch Kernfusion die Elemente bis Seaborgium (Z = 106) hergestellt werden.
Bis in die f√ľnfziger Jahre galt das Tr√∂pfchenmodell f√ľr Atomkerne, das diese √§hnlich wie die Atome eines Fl√ľssigkeitstr√∂pfchens beschrieb. Doch durch Beobachtung der Protonenzahl Z und Neutronenzahl N verschiedener Isotope und deren Stabilit√§t wurde an der Universit√§t Heidelberg das Schalenmodell des Atomkerns entwickelt. Dabei ist die Bindungsenergie der Nukleonen von quantenmechanischen Effekten abh√§ngig, √§hnlich den Elektronen der Atommodelle. Dieser Effekt ist in der chemischen Praxis zum Beispiel bei der besonderen Stabilit√§t der Edelgase gegen√ľber chemischen Reaktionen wichtig. Elemente mit vollst√§ndig besetzter Schale w√§ren demnach besonders stabil, insbesondere bei sogenannten doppelt - magischen Konfigurationen, wo das f√ľr Protonen und Neutronen der Fall ist. Bis heute konnten durch sanfte Fusion von der Gesellschaft f√ľr Schwerionenforschung in Darmstadt die Elemente bis Z = 112 erzeugt werden, und ein Ende ist noch nicht abzusehen, sogar das Element 114 ist bereits in Reichweite.[24]



Inhaltsverzeichnis:


Bibliographie:
Elemente, Magyar, Liebhart, Jelinek, √ĖBV P√§dagogischer Verlag, ISBN 3 - 215 - 11514 - X
A Brief History Of Time, Stephen Hawking, Bantam Books, ISBN 0 - 553 - 17698 - 6
Die Physik von Star Trek, Lawrence M. Krauss, Heyne, ISBN 3 - 453 - 10981 - 3
CD R√∂mpp Chemie Lexikon, J√ľrgen Falbe, Manfred Regitz, Thieme
CD Physical Review - The First 100 Years, H. Henry Stroke, AIP Publications
Spektrum der Wissenschaft, Spektrum der Wissenschaft, ISSN 0170 - 2971, diverse Ausgaben
Glossar:
Baryonen: die einzigen stabilen Baryonen sind Protonen und Neutronen
Bosonen: Teilchen mit ganzzahligem Spin, also Kraftteilchen
Element: wird durch Z festgelegt und durch das Elementsymbol beschrieben
Fermionen: Teilchen mit halbzahligem Spin, also Materieteilchen, f√ľr sie gilt das Pauli - Ausschlie√üungsprinzip
Isotope: Nuklide zu einem Element, besitzen dieselbe Ordnungszahl, unterscheiden sich aber durch die Massenzahl
Massenzahl A: gibt die Zahl der Kernteilchen (Nukleonen) an, A - Z = Zahl der Neutronen
Neutrinos: beim Zerfall eines Neutrons in ein Proton und ein Elektron zusätzlich entstehendes, idealisiert masseloses Teilchen
Nuklid: ein genau definiertes Atom nennt man Nuklid, dabei sind Z und A festgelegt
Ordnungszahl Z: = Kernladungszahl, gibt die Zahl der Protonen im Atomkern und bei neutralen Atomen gleichzeitig die Zahl der Elektronen in der H√ľlle an
Solitonen: Teilchen / Wellen, die sich nahezu ohne Energieverlust gleichmäßig in eine Richtung ausbreiten
Strings: einer modernen physikalischen Theorie zufolge besteht Materie im sehr kleinen Bereich nicht mehr aus Teilchen, sondern aus Fäden, sogenannten Strings
Tachyonen: imagin√§re, √ľberlichtschnelle Teilchen (masselos !), die sich r√ľckw√§rts durch die Zeit bewegen

[1] CD R√∂mpp Chemie Lexikon, J√ľrgen Falbe, Manfred Regitz, "Atom"
[2] Elemente, Magyar, Liebhart, Jelinek, S. 6
[3] Elemente, S. 6 - 7
[4] Elemente, S. 9 - 10
[5] CD Römpp Chemie Lexikon, "Halbwertszeit"
[6] Elemente, S. 12 - 13
[7] A Brief History Of Time, Stephen Hawking, S. 71ff.
[8] Elemente, S. 17
[9] Elemente, S. 18
[10] Elemente, S. 18
[11] Elemente, S. 20
[12] Elemente, S. 20 - 21
[13] CD Römpp Chemie Lexikon, "Quantentheorie"
[14] A Brief History Of Time, S. 57 - 66
[15] CD Römpp Chemie Lexikon, "Elektronen"
[16] CD Römpp Chemie Lexikon, "Schrödinger - Gleichung"
[17] CD Römpp Chemie Lexikon, "Schrödinger - Gleichung"
[18] CD Römpp Chemie Lexikon, "Hamilton - Operator"
[19] CD Römpp Chemie Lexikon, "Wellenfunktion"
[20] CD Römpp Chemie Lexikon, "Atombau"
[21] A Brief History Of Time, S. 67 - 70
[22] CD Römpp Chemie Lexikon, "Elementarteilchen"
[23] Die Physik von Star Trek, Lawrence M. Krauss, S. 135 - 142
[24] Spektrum der Wissenschaft, 12/1996, S. 54 - 65

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