Homepage Lexikon

Lexikon - chemie-schule.de

Atom

Dieser Artikel handelt vom Atom in der Naturwissenschaft. Zu weiteren Bedeutungen des Wortes siehe Atom (Begriffsklärung).
Ein Heliumatom. Der Atomkern (rosa) ist in eine vergleichsweise große Wolke der Elektronen (grau) eingebettet. Der Heliumkern (oben rechts) ist in Wirklichkeit kugelsymmetrisch. Der schwarze Balken ist 0,1 nm lang.

Atome (von griechisch ἄτομος, átomos, „das Unteilbare“) sind Grundbausteine der Materie. Ein Atom ist die kleinste Einheit, in die sich Materie mit den bis Ende des 19. Jahrhunderts bekannten physikalischen oder chemischen Mitteln zerlegen lässt.

Zusammen mit dem wissenschaftlich gesicherten Nachweis der Existenz von Atomen zu Anfang des 20. Jahrhunderts wurde bemerkt, dass sie nicht unteilbar sind. Vielmehr bestehen sie aus einer Atomhülle mit negativ geladenen Elektronen und einem positiv geladenen Atomkern. Später fand man heraus, dass der Atomkern aus positiv geladenen Protonen und ungeladenen Neutronen aufgebaut ist. Alle Atomsorten, die im neutralen Zustand dieselbe Anzahl Elektronen und damit Protonen besitzen, gehören zu ein und demselben chemischen Element. Die Anzahl der Neutronen in den Atomkernen eines Elements kann verschieden sein, dabei handelt es sich um Isotope des Elements.

Elektronen können durch elektrische Anziehung statt an einen auch an mehrere Atomkerne zugleich gebunden sein und dadurch Atome zusammenhalten. Diese Atomverbünde sind Moleküle, die kleinsten Teile, die eine chemische Verbindung darstellen.

Verglichen mit alltäglichen Gegenständen sind Atome mit einem Durchmesser von etwa 0,1 nm winzig klein und deutlich kleiner als die Wellenlänge des Lichts. Einzelne Atome können daher nur mit speziellen Hilfsmitteln wie dem Rastertunnelmikroskop beobachtet werden. Entsprechend klein ist die Masse eines Atoms. Ein Wasserstoff-Atom wiegt ca. 10−27 kg. Dabei sind deutlich über 99,9 % der Masse im Atomkern konzentriert, der verbleibende Rest ist die Elektronenmasse.

Entdeckungsgeschichte

Philosophische Überlegungen

Das Konzept, dass Materie aus diskreten Grundeinheiten (also „kleinsten Teilchen“) aufgebaut ist und nicht immer weiter in beliebig kleine Stücke zerteilt werden kann, existiert seit Jahrtausenden, aber diese Ideen beruhten auf abstrakten philosophischen Überlegungen und nicht auf empirischer experimenteller Untersuchung. Die den Atomen in der Philosophie zugeschriebenen Eigenschaften variierten stark je nach philosophischer Schule, insbesondere zu verschiedenen Zeiten und in verschiedenen Kulturen. Experimentell arbeitende Wissenschaftler 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 bekannte Erwähnung des Atomkonzepts in der Philosophie stammt aus dem 6. Jahrhundert v. Chr. aus Indien.[3] Die Nyaya- und Vaisheshika-Schulen entwickelten ausgearbeitete Theorien, wie sich Atome zu komplexeren Gebilden zusammenschlössen (erst in Paaren, dann je drei Paare).[4] Die Atomvorstellung in der griechischen Philosophie ist erstmals von Leukipp überliefert, dessen Schüler Demokrit seine Vorstellungen systematisierte. Etwa 450 v. Chr. prägte Demokrit den Begriff átomos, was etwa „das Unzerschneidbare“ bedeutet, also ein nicht weiter zerteilbares Objekt bezeichnet. In der Zeit des Hellenismus vertrat Epikur eine Atomtheorie. Obwohl die indischen und griechischen Atomvorstellungen rein philosophischer Natur waren, hat die moderne Chemie die Bezeichnung von Demokrit beibehalten.[1]

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 den Elementbegriff der modernen Chemie und die Überwindung der Alchemie vor.

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]

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.[7]

Nachdem Antoine Lavoisier 1789 den heutigen Begriff des chemischen Elements geprägt und die ersten Elemente richtig identifiziert hatte,[8] benutzte 1803 der englische Lehrer 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 und dass diese Atome sich miteinander verbinden und dadurch chemische Verbindungen bilden.[9][10] Er begründete den Begriff Atomgewicht und schrieb Wasserstoff das Atomgewicht Wert 1 zu, Stickstoff 4,2 , Kohlenstoff 4,3 , Sauerstoff 5,5 und Phosphor 7,2.[11]

1866 konnte der Wiener Physiklehrer 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.[12] Seine Ergebnisse lagen im (richtigen) Bereich 0,1–1 nm und ermöglichten erstmals, das Gewicht eines Moleküls und deren Anzahl pro ml (Loschmidtsche Zahl) zu bestimmen.

Moderne Physik

Joseph John Thomson entdeckte 1897, dass die Kathodenstrahlen von Teilchen bestimmter Ladung und Masse gebildet wurden. Die damit entdeckten Elektronen erwiesen sich als Bestandteil aller Materie, was dem Konzept des Atoms als unzerteilbarer Einheit widersprach.[13] 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, 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.[14][15][16] 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 bestätigte damit Loschmidts Ergebnisse.[17]

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 sehr nah auf einen Kern zugeflogen waren.[18]

Bei Experimenten zur natürlichen Radioaktivität stellte der Chemiker Frederick Soddy 1911 fest, dass es für manche der radioaktiven Elemente anscheinend mehrere Sorten chemisch gleicher, aber verschieden schwerer Atome geben musste.[19] Der Begriff Isotop für physikalisch verschiedene Atome desselben chemischen Elements wurde 1913 von Margaret Todd geprägt. J. J. Thomson entwickelte bei seiner Arbeit über ionisierte Gase ein erstes Massenspektrometer zur Trennung verschieden schwerer Ionen desselben Elements, womit er 1913 auch nachweisen konnte, dass das stabile Element Neon aus mehreren verschiedenen Isotopen besteht.[20]

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 zu den Spektrallinien kommt, die in für jedes Element absolut typischer Weise in optischen Spektren gefunden worden waren (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 in Zwischenzuständen aufhalten könnten.[21] Beim Quantensprung von einer höheren zur tieferen Bahn muss das Elektron eine bestimmte Menge an Energie abgeben, was als Licht bestimmter Wellenlänge erscheint. Dies Bohrsche Atommodell ergab für Systeme mit nur einem Elektron (Wasserstoff und ionisiertes Helium) überzeugende Resultate, sonst aber nicht. Dennoch festigte sich das Bild vom Atom als kleines Planetensystem.[22]

1916 versuchte Gilbert Newton Lewis, im Rahmen des Planetenmodells die chemische Bindung durch Wechselwirkung der Elektronen eines Atoms mit anderen Atomen des Moleküls zu erklären.[23] Um zu erklären, dass sich die chemischen Eigenschaften der Elemente grob periodisch mit der Ordnungszahl verhalten, ging Walther Kossel 1916 erstmals von abgeschlossenen „Elektronenschalen“ bei den Edelgasen aus, wobei sich benachbarte Elemente durch ein oder zwei zusätzliche oder fehlende Elektronen unterscheiden.[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 des Drehimpulses ihres äußersten Elektrons 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 als dreidimensionale Wellen und nicht als Massenpunkte beschreibt. Eine Folge der Beschreibung durch Wellen ist, dass es unmöglich ist, genaue Werte sowohl für Ort als auch 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. Obwohl sich dieses Modell schwer bildlich darstellen ließ, gelang es damit sehr viel besser als mit den Vorläufermodellen, die Eigenschaften insbesondere größerer Atome als Wasserstoff zu beschreiben, z. B. ihre Spektrallinien und ihre Elektronenstruktur. Daher wurde das bohrsche Atommodell zugunsten des quantenmechanischen Orbitalmodells des Atoms verworfen. Das Orbitalmodell beschreibt u. a., in welchen Gebieten die Elektronen sich am wahrscheinlichsten aufhalten.[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 zum 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 die meisten Elemente Gemische aus Atomen verschiedener Masse, also verschiedenen Isotopen, sind, wobei sich die Massen immer um ganzzahlige Vielfache 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 entdeckt.[29]

Der deutsche Chemiker Otto Hahn, ein Schüler Rutherfords, untersuchte im Jahr 1938, ob beim Beschuss von Uran-Atomen mit Neutronen Atome größerer Masse, also Transurane entstehen. Chemisch wurde jedoch anschließend überraschenderweise das viel leichtere Barium nachgewiesen. In einem Brief unterrichtete er seine Mitarbeiterin Lise Meitner, die als Jüdin vor den Nazis nach Schweden geflohen war, über die experimentellen 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 auch: Entdeckung der Kernspaltung).[31] Hahn erhielt den Nobelpreis für Chemie des Jahres 1944, 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 bei sehr hohen Energien.[32] Die „Tiefinelastische Streuung“ von Elektronen sehr hoher Energie an Atomkernen zeigte, dass auch Neutronen und Protonen keine unteilbaren Einheiten sind, sondern aus Quarks zusammengesetzt.[33]

1985 entwickelte eine Arbeitsgruppe um Steven Chu an den Bell Labs 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 einige 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

Unterscheiden sich Atome hinsichtlich ihrer Atomkerne, spricht man von verschiedenen Nukliden. Nuklide können sich voneinander in der Anzahl der Protonen und Neutronen, aber auch im Energiezustand des Kerns unterscheiden. Ist die Protonenzahl (Ordnungszahl) zweier Nuklide gleich, handelt es sich um Atome des gleichen chemischen Elements. Nuklide des gleichen Elements mit verschiedenen Neutronenzahlen werden Isotope genannt. Seltener werden auch Isotone unterschieden, bei denen sich die Protonenanzahl unterscheidet, während die Neutronenzahl gleich ist. Nuklide, die sich nur im Energiezustand des Kerns unterscheiden, werden Isomere genannt.

Es sind mit dem Stand von 2003 insgesamt etwa 3200 Nuklide[37], die sich auf etwa 2700 Isotope[38] und 117 bekannte Elemente bis zum Ununoctium verteilen. Die Stabilität eines Nuklids hängt von der Zahl der Protonen und der Neutronen ab. Ist die Protonenzahl größer als 82, oder ist das Verhältnis beider Zahlen ungünstig, 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.

Das Atom als Ganzes kann elektrisch neutral oder geladen sein. Beim neutralen Atom ist die Anzahl der Elektronen gleich der Protonenzahl. Sind dagegen mehr oder weniger Elektronen als Protonen im Atom, so ist das Atom elektrisch geladen und wird Ion genannt. Bei weniger Elektronen als Protonen ist das Atom positiv geladen (Kation), bei Elektronenüberschuss negativ geladen (Anion).

Die Ordnung der Elemente und Nuklide wird durch verschiedene graphische Hilfsmittel anschaulich gemacht. Im Periodensystem werden die Elemente nach aufsteigender Ordnungszahl eingereiht und die Zeilenlänge so gewählt, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften (die mit der Elektronenbesetzung der Orbitale zusammenhängen) in Spalten, den Gruppen, untereinander stehen. Isotope werden in Nuklidkarten dargestellt, bei denen auf einer Achse die Protonen-, auf der anderen die Neutronenzahl aufgetragen ist. 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 gebundenen Elektronen wurden erst 380.000 Jahre nach dem Urknall gebildet, als das Universum durch Expansion ausreichend abgekühlt war und damit 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 um etwa eine Zehnerpotenz seltenere Helium. Alle schwereren Elemente sind deutlich seltener und machen nur einen kleinen Teil der im Universum vorhandenen Elemente aus. Die Häufigkeiten dieser Elemente werden dabei von den verschiedenen Mechanismen der Nukleosynthese bestimmt.[45]

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

Auf der Erde überwiegen im Gegensatz zum Universum die schweren Elemente, da Wasserstoff und Helium im Sonnensystem vorwiegend in der Sonne und den Gasplaneten enthalten sind. Die häufigsten Elemente sind Sauerstoff, Eisen, Silicium und Magnesium. Dabei besteht der Erdkern vorwiegend aus Eisen, während in der Erdkruste Sauerstoff und Silicium in Form von Silicaten dominieren.

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

Hauptartikel: 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, bilden zusammen mit einer geeigneten Anzahl von Neutronen aber ein stabiles System. 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 bis auf etwa 1,5. Somit wächst bei stabilen Kernen bei jedem zusätzlichen Proton die Anzahl der Neutronen um 1–2 (Details siehe Schalenmodell (Kernphysik)). Alle Kerne mit mehr als 82 Protonen (also jenseits von Blei) sind aufgrund deren gegenseitiger Abstoßung instabil und wandeln sich in leichtere Kerne um. Dabei zerfallen sie so lange, bis ein stabiler Kern erreicht ist; bei mehreren Zerfallsstufen spricht man von einer Zerfallsreihe.

Masse

Da der Großteil der Atommasse von den Neutronen und Protonen stammt, 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, verwendet man für 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 Nuklid typisch. Mitunter kann ein Kern auch auf mehrere Arten zerfallen, so dass mehrere Zerfallskanäle zu bestimmten Prozentanteilen an der Abnahme der Menge beteiligt sind. Die wichtigsten radioaktiven Zerfälle sind der Alpha-Zerfall, bei dem ein Helium-Atomkern (zwei Protonen und zwei Neutronen) abgegeben wird, der Beta-Zerfall, bei dem mittels der schwachen Wechselwirkung ein Neutron des Kerns in ein Proton oder umgekehrt umgewandelt wird und Elektronen und ein Antineutrino bzw. ein Positron und ein Neutrino ausgesendet werden, sowie der Gamma-Zerfall, bei dem ein Isomer unter Aussendung von Gammastrahlung in ein niedrigeres Energieniveau gelangt, bei gleichbleibender Protonen- und Neutronenzahl. Jedes radioaktive Nuklid hat eine charakteristische Halbwertszeit, die angibt, wie lange es dauert, bis die Hälfte einer Probe zerfallen ist.

Illustration einer Kernfusion, bei dem zwei Protonen zu einem Deuteriumkern aus einem Proton und einem Neutron reagieren. 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 nah 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. Bei der Kernfusion werden durch Umwandlung von Masse in Energie gemäß der Äquivalenz von Masse und Energie, E = mc2 große Mengen Energie frei. Diese Energie äußert sich im Massendefekt und entspricht der Bindungsenergie des Atomkerns.[52] Die Kernfusion ist bei Elementen bis zum Eisen eine exotherme Reaktion, so dass sie selbsterhaltend sein kann. Sie ist die Energiequelle der Sterne. Bei Atomkernen jenseits des Eisens nimmt die Bindungsenergie pro Nukleon ab; die Fusion schwererer Atomkerne ist daher endotherm. Sie ist damit kein selbsterhaltender Prozess, was dazu führt, dass die Kernfusion in Sternen zum Erliegen kommt, wenn die leichten Atomkerne aufgebraucht sind.[53]

Atomhülle

Die Atomhülle besteht aus den negativ geladenen Elektronen und umgibt den Kern. Sie ist etwa 10.000-mal größer als dieser und bestimmt damit die Größe des Atoms. Gleichzeitig sind die Elektronen mit einer Masse von 9,11 × 10−31 kg so leicht, dass die Elektronenhülle nur mit ca. 0,02 % zur Masse des Atoms beiträgt. Sie sind zudem so klein, dass mit derzeitigen Messmethoden keine Ausdehnung festgestellt werden kann.[54]

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 Potential des Kerns beschreibt. Sie ist für die stationären Zustände nur im Fall eines einzigen Elektrons exakt lösbar, also für das Wasserstoffatomatom und hochionisierte, wasserstoffähnliche Atome. Für kompliziertere Systeme mit mehreren Elektronen wird meist das Orbitalmodell verwendet, das als gute Näherung von den für den Wasserstoff berechneten Zuständen ausgeht. Bei mehreren Elektronen gilt das Pauli-Prinzip, nach dem sich jedes Elektron in mindestens einer der Quantenzahlen von allen anderen unterscheiden muss. Dies führt dazu, dass jedes 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 des gesamten Atoms, darunter vor allem seine Größe und die Möglichkeiten einer chemischen Bindung mit anderen Atomen. Da die Hülle aufgrund der Wellenmechanik diffus ist, ist ihre Größe nicht scharf abzugrenzen. Daher wird sie üblicherweise aus der Bindungslänge ermittelt, das ist der Abstand der Atomkerne zweier chemisch gebundener Atome. Die so erhaltenen Werte sind allerdings etwas abhängig von der Umgebung, etwa von der Art und Anzahl benachbarter Atome. 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 eine neue Schale dazukommt. 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.[55]

Im Gegensatz zu den Kernbestandteilen lassen sich Elektronen durch relativ kleine Energien beeinflussen. So besitzt jedes Elektron eines Atoms eine typische Energie, die sogenannte Bindungsenergie, durch die es vollständig entfernt werden kann. Die Größe der Bindungsenergie hängt von der Größe des Atoms, dem Abstand des Elektrons vom Kern und dem Ionisierungsgrad des Atoms ab. Auch die Art, Geometrie und Besetzung der Orbitale hat einen Einfluss auf die Bindungsenergie. Elektronen müssen durch Energieaufnahme nicht vollständig entfernt werden, es ist auch möglich, dass sie in weiter außen liegende Orbitale gehoben werden. Die Anregungsenergie kann in Form eines Photons bestimmter Wellenlänge wieder abgegeben werden, siehe Fluoreszenz.

Absorptionsspektrum von Natrium.

Für viele Atome liegen diese Wellenlängen im sichtbaren Teil des Spektrums. Dadurch kommt das typische Linienspektrum vieler Elemente zu Stande. Bekannt ist beispielsweise die Natrium-D-Linie, eine Doppelline des Natriums im gelben Spektralbereich bei 588,99 nm und 589,59 nm.[56] Da die Energiedifferenz bei Absorption und Emission gleich ist, lassen sich die Linienspektren sowohl in Absorptions- als auch als Emissionsspektren beobachten.

Ein vor allem in der Chemie verwendetes anschauliches Maß für die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen anzuziehen, ist die Elektronegativität. Je größer die Elektronegativität ist, desto stärker kann ein Atom Elektronen anziehen.

Atommodelle

Hauptartikel: Liste der Atommodelle und Wasserstoffatom

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 verwendet man je nach Anwendungsbereich als Näherung noch heute. In der Regel beschränkt man sich auf das einfachste Modell, 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 ist 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

Hauptartikel: Bohrsches 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 einer Naturkonstanten, nämlich des reduzierten Planckschen Wirkungsquantums, ist.

Sommerfeld erweiterte das Bohrsche Atommodell um elliptische Elektronenbahnen. Wolfgang Pauli fand das Pauli-Prinzip, demgemäß keine zwei Elektronen in allen Quantenzahlen übereinstimmen können. Daraus folgt, dass bei zunehmender Ordnungszahl die zusätzlichen Elektronen, die die zusätzliche Kernladung ausgleichen, nur außen „angebaut“ werden können.

Das Schalenmodell

Hauptartikel: Schalenmodell (Atomphysik)

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 sog. Wellenfunktion als Lösung der Schrödingergleichung – bestimmt werden. Die Wellenfunktion kann durch sog. 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. Die Schalen kann man sich bildlich wie bei einer Zwiebel vorstellen, die man von der Mitte ausgehend nicht nach oben und unten sondern radiär durchschreitet. 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 weiter außen liegenden Schalen können zwar mehr als acht Elektronen enthalten, bei den Hauptgruppen-Elementen spielen diese zusätzlichen Elektronen aber bezüglich der chemischen Eigenschaften so gut wie keine Rolle.

Das Orbitalmodell

Hauptartikel: 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 sie beschreibt (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, wählt man als Orbital den Aufenthaltsraum, in dem sich das betrachtete Elektron mit etwa 90 % Wahrscheinlichkeit aufhält. Man erhält damit Räume, die ungefähr der Größe der Atome entsprechen. Die Begrenzungsflächen sind Flächen gleicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit (Isoflächen). Die Abstände der größten Wahrscheinlichkeiten innerhalb der Orbitale, ein Elektron anzutreffen, entsprechen den von Niels Bohr errechneten Bahnabständen.

Die direkte Interpretation von Orbitalen als Wellenfunktionen ist nur bei Einzelelektronensystemen möglich. Bei Mehrelektronensystemen werden aber Orbitale in Slater-Determinanten eingesetzt um Mehrelektronen-Wellenfunktionen zu konstruieren. Solche Orbitale können durch Hartree-Fock-, Kohn-Sham-Rechnungen (siehe: Dichtefunktionaltheorie (Quantenphysik)) oder MCSCF-Rechnungen (MCSCF: Multiconfiguration Self Consistent Field) bestimmt werden, sind 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 zur Oberflächenuntersuchung, das einzelne Atome 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.[57][58]

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.[59]

Atomspektren können benutzt werden um die Elementzusammensetzung entfernter Sterne zu bestimmen. Die verschiedenen Elemente lassen sich durch charakteristische Absorptionslinien im Spektrum identifizieren, die auf Absorption durch Atome des entsprechenden Elements in der Sternatmosphäre zurückgehen. Gasentladungslampen, die dasselbe Element enthalten, zeigen diese Linien als Emissionslinien.[60] Auf die Weise wurde Helium im Spektrum der Sonne nachgewiesen −23 Jahre bevor es auf der Erde entdeckt wurde.[61]

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.[62][63] Allerdings wurden erstmals 1996 am CERN in Genf Antiwasserstoffatome künstlich hergestellt und nachgewiesen.[64][65]

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.[66][67][68]

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

Siehe auch

Literatur

  •  Hans-Werner Kirchhoff: Vorstellungen vom Atom 1800–1934. Aulis Verlag Deubner, 2001, ISBN 3-7614-2300-4.
  •  Michael F. L'Annunziata: Handbook of Radioactivity Analysis. Academic Press, 2003, ISBN 0-12-436603-1.
  •  H. F. Beyer, V. P. Shevelko: Introduction to the Physics of Highly Charged Ions. CRC Press, 2003, ISBN 0-7503-0481-2.
  •  Gregory R. Choppin, Jan-Olov Liljenzin, Jan Rydberg: Radiochemistry and Nuclear Chemistry. Elsevier, 2001, ISBN 0-7506-7463-6.
  •  Wolfgang Demtröder: Atoms, Molecules and Photons: An Introduction to Atomic- Molecular- and Quantum Physics. 1. Auflage. Springer, 2002, ISBN 3-540-20631-0.
  •  Richard Feynman: Six Easy Pieces. The Penguin Group, 1995, ISBN 0-14-027666-1.
  •  Grant R. Fowles: Introduction to Modern Optics. Courier Dover Publications, 1989, ISBN 0-486-65957-7.
  •  Mrinalkanti Gangopadhyaya: Indian atomism: History and sources. Humanities Press, Atlantic Highlands (NJ) 1981, ISBN 0-391-02177-X.
  •  David L. Goodstein: States of Matter. Courier Dover Publications, 2002, ISBN 0-486-49506-X.
  •  Tatjana Jevremovic: Nuclear Principles in Engineering. Springer, 2005, ISBN 0-387-23284-2.
  •  James Lequeux: The Interstellar Medium. Springer, 2005, ISBN 3-540-21326-0.
  •  Z.-P.Liang, E. M. Haacke, J. G. Webster (Hrsg.): Encyclopedia of Electrical and Electronics Engineering: Magnetic Resonance Imaging. 2, John Wiley & Sons, 1999, ISBN 0-471-13946-7, S. 412–426 (PDF).
  •  Ian Mills, Tomislav Cvitaš, Klaus Homann, Nikola Kallay, Kozo Kuchitsu: Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. 2. Auflage. International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on Physiochemical Symbols Terminology and Units, Blackwell Scientific Publications, Oxford 1993, ISBN 0-632-03583-8.
  •  Richard Myers: The Basics of Chemistry. Greenwood Press, 2003, ISBN 0-313-31664-3.
  •  Michael J. Padilla, Ioannis Miaoulis, Martha Cyr: Prentice Hall Science Explorer: Chemical Building Blocks. Prentice-Hall, Inc., Upper Saddle River, New Jersey USA 2002, ISBN 0-13-054091-9.
  •  Jeremy I. Pfeffer, Shlomo Nir: Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press, 2000, ISBN 1-86094-250-4.
  •  Leonid I. Ponomarev: The Quantum Dice. 2. Auflage. Inst. of Physics Pub, 1993, ISBN 0-7503-0251-8.
  •  J. Kennth Shultis, Richard E. Faw: Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. CRC Press, 2002, ISBN 0-8247-0834-2.
  •  Robert Siegfried: From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. In: Transactions of the Americal Philosophical Society. 92, Nr. 4, American Philosophical Society, 2002, ISBN 0-87169-924-9.
  •  Alan D. Sills: Earth Science the Easy Way. Barron's Educational Series, 2003, ISBN 0-7641-2146-4.
  •  Boris M. Smirnov: Physics of Atoms and Ions. Springer, 2003, ISBN 0-387-95550-X.
  •  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.
  •  David R. Lide (Hrsg.): Handbook of Chemistry & Physics. 88. Auflage. CRC, 2002, ISBN 0-8493-0486-5 (Online, abgerufen am 23. Mai 2008).
  •  Graham Woan: The Cambridge Handbook of Physics. Cambridge University Press, 2000, ISBN 0-521-57507-9.
  •  Marco Zaider, Harald H. Rossi: Radiation Science for Physicians and Public Health Workers. Springer, 2001, ISBN 0-306-46403-9.
  •  Steven S. Zumdahl: Introductory Chemistry: A Foundation. 5. Auflage. Houghton Mifflin, 2002, ISBN 0-618-34342-3 (Online, abgerufen am 5. Februar 2008).

Weblinks

 Commons: Atoms – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
Vorlage:Commonscat/WikiData/Difference
Wiktionary Wiktionary: Atom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1  Leonid I. Ponomarev: The Quantum Dice. 2. Auflage. Inst. of Physics Pub, 1993, ISBN 0-7503-0251-8, S. 14–15.
  2. 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. 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. Quelle nachtragen
  8. Lavoisier's Elements of Chemistry. In: Elements and Atoms. Le Moyne College, Department of Chemistry, abgerufen am 18. Dezember 2007 (english).
  9.  Charles Adolphe Wurtz: The Atomic Theory. D. Appleton and company, New York 1881, S. 1–2.
  10.  J. Dalton: A New System of Chemical Philosophy, Part 1. S. Russell, London/Manchester 1808.
  11. siehe F. Dannemann: Die Naturwissenschaften in ihrer Entwicklung und in ihrem Zusammenhange. Bd. 3, Verlag W. Engelmann 1922, S. 198.
  12. Loschmidt: Zur Grösse der Luftmoleküle. In: Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien. Band 52, 1866, Abt. II, S. 395–413.
  13. The Nobel Foundation: J.J. Thomson. Nobelprize.org, 1906, abgerufen am 20. Dezember 2007 (english).
  14.  Albert Einstein: Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flüssigkeiten suspendierten Teilchen. In: Annalen der Physik. 322, Nr. 8, 1905, S. 549–560, doi:10.1002/andp.19053220806 (PDF).
  15.  Robert M. Mazo: Brownian Motion: Flucuations, Dynamics, and Applications. In: The International Series of Monographs on Physics. 112, Oxford University Press, 2002, ISBN 0-19-851567-7, S. 1–7.
  16. Y. K. Lee, Kelvin Hoon: Brownian Motion. Imperial College, London, 1995, abgerufen am 18. Dezember 2007 (english).
  17.  G. Patterson: Jean Perrin and the triumph of the atomic doctrine. In: Endeavour. 31, Nr. 2, 2007, S. 50–53, doi:10.1016/j.endeavour.2007.05.003.
  18.  E. Rutherford: The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom. In: Philosophical Magazine. 21, 1911, S. 669–688 (PDF, PDF, abgerufen am 18. Juni 2009).
  19. Frederick Soddy, The Nobel Prize in Chemistry 1921. Nobel Foundation, abgerufen am 18. Januar 2008 (english).
  20.  Joseph John Thomson: Bakerian Lecture: Rays of Positive Electricity. In: Proceedings of the Royal Society of London. Series A, Containing Papers of a Mathematical and Physical Character. 89, Nr. 607, 1913, S. 1–20 (PDF, abgerufen am 18. Juni 2009).
  21. David P. Stern (16. Mai 2005): The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA Goddard Space Flight Center. Abgerufen am 20. Dezember 2007.
  22. Niels Bohr, The Nobel Prize in Physics 1922, Nobel Lecture. The Nobel Foundation, 11. Dezember 1922, abgerufen am 16. Februar 2008 (english).
  23.  Gilbert N. Lewis: The Atom and the Molecule. In: Journal of the American Chemical Society. 38, Nr. 4, April 1916, S. 762–786, doi:10.1021/ja02261a002.
  24. Walther Kossel: Über Molekülbildung als Frage des Atombaus. Annalen der Physik Bd. 49, 1916, S. 229–362, (abstract)
  25.  Marlan O. Scully, Willis E. Lamb Jr., Aaim Barut: On the theory of the Stern-Gerlach apparatus. In: Foundations of Physics. 17, Nr. 6, Juni 1987, S. 575–583, doi:10.1007/BF01882788.
  26. Kevin Brown: The Hydrogen Atom. MathPages, 2007, abgerufen am 21. Dezember 2007 (english).
  27. David M. Harrison: The Development of Quantum Mechanics. University of Toronto, März 2000, abgerufen am 21. Dezember 2007 (english).
  28.  Francis W. Aston: The constitution of atmospheric neon. In: Philosophical Magazine. 39, Nr. 6, 1920, S. 449–55.
  29. James Chadwick: Nobel Lecture: The Neutron and Its Properties. Nobel Foundation, 12. Dezember 1935, abgerufen am 21. Dezember 2007 (english).
  30.  Lise Meitner, Otto Robert Frisch: Disintegration of uranium by neutrons: a new type of nuclear reaction. In: Nature. 143, 1939, S. 239.
  31.  Manfred Schroeder: Lise Meitner – Zur 125. Wiederkehr Ihres Geburtstages. (Online, abgerufen am 4. Juni 2009).
  32. Sven Kullander: Accelerators and Nobel Laureates. The Nobel Foundation, 28. August 2001, abgerufen am 31. Januar 2008 (english).
  33. Staff: The Nobel Prize in Physics 1990. The Nobel Foundation, 17. Oktober 1990, abgerufen am 31. Januar 2008 (english).
  34.  P. Domokos, J. Janszky, P. Adam: Single-atom interference method for generating Fock states. In: Physical Review. 50, 1994, S. 3340–3344, doi:10.1103/PhysRevA.50.3340 (Online).
  35. The Nobel Prize in Physics 1997. Nobel Foundation, 15. Oktober 1997, abgerufen am 10. Februar 2008 (english).
  36.  Jiwoong Park, et al: Coulomb blockade and the Kondo effect in single-atom transistors. In: Nature. 417, Nr. 6890, 2002, S. 722–725, doi:10.1038/nature00791 (Online, abgerufen am 3. Januar 2008).
  37.  G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. In: Nuclear Physics. A 729, 2003, S. 3–128 (pdf).
  38.  Ulrich Abram, Gernot Frenking: Isotope. In: Römpp Chemie-Lexikon. (Online, abgerufen am August 2008)..
  39.  Craig J. Copi, David N. Schramm, Michael S Turner: Big-Bang Nucleosynthesis and the Baryon Density of the Universe. In: Science. 267, 1995, S. 192–199, doi:10.1126/science.7809624, PMID 7809624.
  40. Brian Abbott: Microwave (WMAP) All-Sky Survey. Hayden Planetarium, 30. Mai 2007, abgerufen am 13. Januar 2008 (english).
  41.  D. C. Knauth, S. R. Federman, David L. Lambert, P. Crane: Newly synthesized lithium in the interstellar medium. In: Nature. 405, 2000, S. 656–658, doi:10.1038/35015028.
  42. Gary Hinshaw: What is the Universe Made Of? NASA/WMAP, 10. Februar 2006, abgerufen am 7. Januar 2008 (english).
  43.  Gregory R. Choppin, Jan-Olov Liljenzin, Jan Rydberg: Radiochemistry and Nuclear Chemistry. Elsevier, 2001, ISBN 0-7506-7463-6.
  44.  Arthur F. Davidsen: Far-Ultraviolet Astronomy on the Astro-1 Space Shuttle Mission. In: Science. 259, Nr. 5093, 1993, S. 327–334, doi:10.1126/science.259.5093.327, PMID 17832344.
  45.  A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system. In: Space Science Reviews. 15, 1970, S. 121-146.
  46.  James Lequeux: The Interstellar Medium. Springer, 2005, ISBN 3-540-21326-0.
  47.  Nigel Smith: The search for dark matter. In: Physics World. 6. Januar 2000 (Online, abgerufen am 14. Februar 2008).
  48.  Jeremy I. Pfeffer: Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press, 2000, ISBN 1-86094-250-4, S. 330–336.
  49.  Tatjana Jevremovic: Nuclear Principles in Engineering. Springer, 2005, ISBN 0-387-23284-2, S. 63.
  50. 50,0 50,1  Ian Mills, Tomislav Cvitaš, Klaus Homann, Nikola Kallay, Kozo Kuchitsu: Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. 2. Auflage. Blackwell Scientific Publications, 1993, ISBN 0-632-03583-8.
  51.  G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault: The Ame2003 atomic mass evaluation (II). In: Nuclear Physics. A729, 2003, S. 337–676 (Online).
  52.  J. Kenneth Shultis, Richard E. Faw: Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. CRC Press, 2002, ISBN 0-8247-0834-2, S. 72–76.
  53.  Wolfgang Demtröder: Experimentalphysik Bd. 4: Kern-,Teilchen- und Astrophysik. Springer, 1998.
  54.  Jörn Bleck-Neuhaus: Elementare Teilchen, Moderne Physik von den Atomen bis zum Standardmodell. Springer, Berlin 2010, ISBN 978-3-540-85299-5, S. 468.
  55.  Steven S. Zumdahl: Introductory Chemistry: A Foundation. 5. Auflage. Houghton Mifflin, 2002, ISBN 0-618-34342-3.
  56. Yu. Ralchenko, A. E. Kramida, J. Reader: NIST Atomic Spectra Database. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD, 2008, abgerufen am 27. März 2010 (Version 3.1.5).
  57. Marilyn Jacox, J. William Gadzuk: Scanning Tunneling Microscope. National Institute of Standards and Technology, November 1997, abgerufen am 11. Januar 2008 (english).
  58. The Nobel Prize in Physics 1986. The Nobel Foundation, abgerufen am 11. Januar 2008 (english, insbesondere der Nobel-Preis-Vortrag von G. Binnig und H. Rohrer).
  59.  Erwin W. Müller, John A. Panitz, S. Brooks McLane: The Atom-Probe Field Ion Microscope. In: Review of Scientific Instruments. 39, Nr. 1, 1968, ISSN 0034-6748, S. 83–86, doi:10.1063/1.1683116.
  60. Jim Lochner, Meredith Gibb, Phil Newman: What Do Spectra Tell Us? NASA/Goddard Space Flight Center, 30. April 2007, abgerufen am 3. Januar 2008 (english).
  61. Mark Winter: Helium. WebElements, 2007, abgerufen am 3. Januar 2008 (english).
  62. Steve Koppes: Fermilab Physicists Find New Matter-Antimatter Asymmetry. University of Chicago, 1. März 1999, abgerufen am 14. Januar 2008 (english).
  63. William J. Cromie: A lifetime of trillionths of a second: Scientists explore antimatter. Harvard University Gazette, 16. August 2001, abgerufen am 14. Januar 2008 (english).
  64.  Tom W. Hijmans: Particle physics: Cold antihydrogen. In: Nature. 419, 2002, S. 439–40, doi:10.1038/419439a.
  65. Staff: Researchers 'look inside' antimatter. BBC News, 30. Oktober 2002, abgerufen am 14. Januar 2008 (english).
  66.  Roger Barrett, Daphne Jackson, Habatwa Mweene: The Strange World of the Exotic Atom. In: New Scientist. Nr. 1728, 1990, S. 77–115 (Online, abgerufen am 4. Januar 2008).
  67.  Paul Indelicato: Exotic Atoms. In: Physica Scripta. T112, 2004, S. 20–26, doi:10.1238/Physica.Topical.112a00020.
  68.  Barrett H. Ripin: Recent Experiments on Exotic Atoms. American Physical Society, Juli 1998 (Online, abgerufen am 15. Februar 2008).
Dieser Artikel existiert auch als Audiodatei.
Gesprochene Wikipedia Dieser Artikel ist als Audiodatei verfügbar:

noicon Speichern | Informationen | 44:48 min (27,3 MB) Text der gesprochenen Version

Mehr Informationen zur gesprochenen Wikipedia