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4.Das quantenmechanisch erweiterte Bohrsche Atommodell

4.1.Der Atomaufbau

Ein Atom besteht nach diesem, mit Einschränkungen auch heute noch gültigen Modell, aus Elektronen, Protonen und Neutronen. Die Anzahl der Protonen in einem Atom bestimmt seine chemischen Eigenschaften und heißt daher auch chemische Ordnungszahl.
Protonen sind positiv geladen. Die positive Ladung der Protonen findet nach Außen ihren Ausgleich durch die negativ geladenen Elektronen. Ein Atom hat immer genausoviele Elektronen wie Protonen. Entfernt man ein Elektron von einem Atom, so entsteht ein positiv geladenes Ion.
Unter Umständen kann ein Atom auch ein zusätzliches Elektron aufnehmen. Es entsteht ein negativ geladenes Ion.
Ein Atom kann eine gewisse Zahl an Neutronen enthalten. Neutronen verändern nicht die chemischen Eigenschaften eines Atoms, aber sie ändern die Atommasse und entscheiden über die Stabilität und Spaltbarkeit eines Atomes.
Die verschiedenen Isotope eines Stoffes unterscheiden sich in ihrer Neutronenzahl.
Ein „normales“ Wasserstoff Atom besteht aus nur einem Proton und einem Elektron. Beim Deuterium kommt ein Neutron hinzu und beim Tritium ein zweites Neutron. Dennoch verhalten sich Wasserstoff, Deuterium und Tritium chemisch gleich. Lediglich ihre Masse ist unterschiedlich.
Neutronen und Protonen bilden den Atomkern. Relativ weit entfernt wird dieser von den Elektronen umkreist.
Die Elektronen befinden sich nicht auf festen Bahnen, sondern jedem Elektron ist ein Raum um den Kern herum zugeordnet, indem es sich mit 90%iger Wahrscheinlichkeit aufhält. Diesen Raum nennt man Orbital.

ORBITALE
Räumliche Form verschiedener Orbitale

4.2.Orbitaltheorie

In jedem Orbital kann sich immer nur ein Elektron aufhalten. Die Orbitale eines Atoms werden vereinfacht beschrieben von Innen nach außen besetzt. Wird von dieser Besetzung abgewichen, indem man ein Elektron auf ein noch freies Orbital weiter außen bewegt, so kostet dieser Vorgang Energie, die in der neuen Position des Elektrons gespeichert ist, vergleichbar mit der Gravitationsenergie, die im Gewicht einer Pendeluhr gespeichert ist.
Anders als das Gewicht der Pendeluhr fällt das Elektron nicht langsam und kontinuierlich auf seinen angestammten Platz zurück, sondern dieser Vorgang ereignet sich Schlagartig nach einer nicht genau vorhersehbaren Zeit.
Man nennt diese Vorgänge Quantensprünge eines Elektrons.
Die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron nun auf eine andere Bahn zu heben, führt man dem Atom mittels Elektromagnetischer Strahlung zu.
Je höher das Elektron angehoben wird, umso mehr Energie wird benötigt.
Da die Anhebung des Elektrons aber genauso Schlagartig passiert, wie sein Rückfall, kann die Energiemenge nicht über die Bestrahlungsdauer geregelt werden, vielmehr entspricht die benötigte Energie genau einem Lichtquant einer bestimmten Wellenlänge.
(Vergl. 1.4)

Dieses Lichtquant wird vom Atom absorbiert, indem das Elektron auf seine neues Orbital springt.
In jedem Atom wird verschieden viel Energie benötigt, um ein Elektron auf eine bestimmte Bahn zu bringen. Diese Energie ergibt sich aus der Anzahl der im Kern vorhandenen Protonen, da ihre positive Ladung die negativ geladenen Elektronen anzieht. Dies ist vergleichbar mit dem Verhältnis zwischen  der anziehungskraft der Sonne und der Bahngeschwindigkeit eines Planeten in einer bestimmten Entfernung.
Anders als Planetenbahnen, die sich in beliebiger Sonnenentfernung stabilisieren lassen (abgesehen von Gezeitenkräften), gibt es für Elektronen aber nur ganz bestimmte stabile Orbitale. Das bedeutet nun, daß jedes Atom nur ganz bestimmte Energiemengen für Quantensprünge seiner Elektronen akzeptiert. Diese Energiemengen sind so typisch wie ein Fingerabdruck, sogar das Ion eines Atoms hat je nach Ladung andere Energieniveaus für seine Quantensprünge. (Siehe Tabelle)
Erfolgt der Rücksprung des Elektrons, wird nun auch genau dieses eine Lichtquant wieder abgegeben.
Der Zeitpunkt des Rücksprungs ist Zufällig, findet aber mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit in einem bestimmtem Zeitraum statt, der von Atom zu Atom und von Orbital zu Orbital verschieden ist.
Bei den verbreiteten "aufladbaren" Leuchtzeigern von Uhren, handelt es sich um Stoffe, bei denen der Rücksprung meist viel später als die Aufladung stattfindet.
Wenn nach einer längeren Zeit aber alle Elektronen zurückgesprungen sind, leuchten diese Materialien nicht wieder, bis einfallendes Licht erneut die Elektronen auf höhere Bahnen bewegt.
Dieser Effekt ist nicht zu verwechseln mit Radioaktiv strahlenden Elementen alter Leuchtzeiger, bei denen Radioaktiver Zerfall zu Änderungen der Orbitale führt, was wiederum Quantensprünge der  Elektronen auslöst.
Nicht alle Quantensprünge finden im Bereich des sichtbaren Lichts statt, vielmehr finden die meisten dieser Sprünge im unsichtbaren Infrarotbereich statt und wir nehmen sie als Erwärmung der verschiedenen Stoffe wahr.
Es gibt aber auch Quantensprünge im Radiobereich, wie die 21cm Linie des neutralen Wasserstoffs, und im Gammastrahlungsbereich.
Hat ein Elektron mit einem sehr energiereichen Quantensprung gleich mehrere Orbitale (Bahnen) übersprungen, so muß der Rücksprung nicht in einem Zug erfolgen.
Vielmehr passiert es zu einem gewissen Prozentsatz, daß das Elektron mehrere kleine Sprünge durchführt.
Beispielsweise absorbiert ein Atom ein Quantum unsichtbares UV-Licht.
Das angehobene Elektron springt danach aber in zwei Sprüngen auf sein altes Orbital zurück.
Die beiden Rücksprünge haben addiert die gleiche Energie wie der erste Sprung, im einzelnen kann aber einer dieser Sprünge unsichtbar im Infrarotbereich stattfinden und ein weiterer im Bereich des sichtbaren Lichts.
Floureszierende Stoffe scheinen mehr Licht zu reflektieren, als sie eigentlich erhalten. Dieser Eindruck entsteht, weil floureszierende Stoffe Anteile aus dem UV-Licht in Quantensprüngen absorbieren und danach diese Energie in einem sichtbaren und einem unsichtbaren Sprung wieder abgeben.
Das Auge wird dadurch getäuscht, denn es kann die fehlenden UV-Anteile natürlich nicht wahrnehmen.

Tabelle der möglichen Quantensprünge im Wasserstoff-Atom

Wellenlänge

Farbe / Bereich

Serie

Übergang

121,5nm

UV

Lyman

1-2

102,5nm

UV

Lyman

1-3

97,201nm

hartes UV

Lyman

1-4

94,924nm

hartes UV

Lyman

1-5

93,730nm

hartes UV

Lyman

1-6

93,025nm

hartes UV

Lyman

1-7

656,1nm

rot

Balmer

2-3

486,01nm

blau

Balmer

2-4

433,9nm

indigo

Balmer

2-5

410,10nm

violett

Balmer

2-6

396,907nm

ultraviolett

Balmer

2-7

1874,6nm

infrarot

Paschen

3-4

1281,47nm

infrarot

Paschen

3-5

1093,52nm

infrarot

Paschen

3-6

1004,671nm

infrarot

Paschen

3-7

4050,074nm

infrarot

Bracket

4-5

2624,448nm

infrarot

Bracket

4-6

2164,949nm

infrarot

Bracket

4-7

7544,818nm

infrarot

Pfund

5-6

4651,257nm

infrarot

Pfund

5-7

12365,188nm

infrarot

(Theoretisch)

6-7

unter 91,2nm

hartes UV

Lyman-Grenze1

Ionisierung zu HII

21,105cm

1420,4 MHz

wichtigste Radiolinie

Spin-Wechsel2

1) Strahlung die kurzwelliger ist als die Lyman-Grenze führt zu Ionisierung von H I zu H II. Wasserstoff, der von solcher Strahlung getroffen wird, wird zum Leuchten angeregt.
2) Die Einundzwanzig-Zentimeter-Linie wird verursacht durch einen Wechsel von parallelem Spin zu antiparallelem Spin von Elektron und Proton im neutralen Wasserstoff. Der Begriff Spin soll hier aber nicht näher erläutert werden.

SPRUENGE
Quantensprünge im Wasserstoff-Atom (Orbitale hier nur kreisförmig)
Quelle: Metzler Physik, Metzlersche Verlagsbuchhandlung 1988

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