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 können 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 Elektronenhülle, die auch die chemischen Eigenschaften des Atoms bestimmt.[1]

Frühe Atomvorstellungen:
Schon um etwa 400 v. Chr. prägte der griechische Philosoph Demokrit den Begriff "atomos" für unteilbare Teilchen. Obwohl rein vom philosophischen Standpunkt ausgehend, begründete er die Vorstellung von kleinsten, nicht weiter teilbaren Teilchen.
Demgegenüber meinte Aristoteles um etwa 300 v. Chr., dass alles aus den 4 Grundelementen Erde, Wasser, Feuer und Luft aufgebaut wäre.
Der Engländer John Dalton (1766 - 1844) griff zu Beginn des 19. Jahrhunderts die Atomhypothese wieder auf. Seine Beobachtungen über Massenverhältnisse bei chemischen Reaktionen ließen 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 Größe und Masse. Dalton konnte allerdings seine Atome nicht nachweisen, und sein Modell konnte auch nicht Phänomene wie Elektrizität oder die 1896 von Antoine Henri Becquerel (1852 - 1908) entdeckte Radioaktivität erklären.[2]

Aufbau der Atome:
Der Engländer Ernest Rutherford (1871 - 1937) entwickelte 1911 aus der Beobachtung der Ablenkung radioaktiver Strahlen beim Durchgang durch Materie sein Kern - Hülle - 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 Nähe des Kerns abgelenkt wurden. Die weitaus meisten jedoch durchdrangen ungehindert die Hülle. Daraus schloß 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 Hülle befinden sich die Elektronen (e^- ). Protonen und Elektronen sind Träger der elektrischen Elementarladung. Da alle Ladungen von materiellen Teilchen nur Vielfache der Elementarladung sein können, geht man von Elementarladungen von +1 bzw. - 1 aus. Neutronen sind ungeladen. Bei elektrisch neutralen Atomen ist die Anzahl der Protonen und Elektronen gleich groß.
Die Masse eines Atoms befindet sich fast zur Gänze im Kern, die Hüllenmasse 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^{- 24}g
Die Elementarteilchen im Kern liegen sehr dicht beisammen, wobei die neutralen Neutronen die Protonen, die sich sonst aufgrund ihrer gleichen Ladung abstoßen würden, zusammenhalten. Die Hülle ist etwa 10⁴- 10⁵mal so groß 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 - Hülle - Modell spielen elektrische Wechselwirkungskräfte eine große Rolle. Die Hülle mit den negativ geladenen Elektronen wird vom positiv geladenen Kern angezogen, weswegen die Elektronen auf stabilen Bahnen um den Kern bleiben. Allerdings müssten sich dann eigentlich die Protonen gegenseitig abstoßen.
Für die elektrischen Kräfte 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 Hüllenelektronen ist, muss die abstoßende Kraft zwischen den Protonen (10⁴)² bis (10⁵)², also etwa 1 Milliarde mal größer sein als die anziehende Kraft zwischen Kern und Hülle. Die Atomkerne würden also zerfallen, würden sie nicht von der starken Kernbindungskraft zusammengehalten. Diese Kraft ist nur zwischen benachbarten Kernteilchen wirksam und überwiegt die Protonenabstoßung deutlich. Deshalb enthalten alle Kerne außer Wasserstoff (nur 1 Proton !) Neutronen. Allerdings kann die Neutronenanzahl nicht beliebig groß werden.
Ein freies Neutron zerfällt in ein Proton und ein Elektron, deshalb gibt es nur eine beschränkte Zahl stabiler Nuklide. Ein Kern mit zuwenigen Neutronen zerfällt ebenso wie einer mit zuvielen, bei dem dann die Kernneutronen zerfallen. Deshalb sind ab Z = 84 keine stabilen Nuklide mehr möglich (allerdings existieren auch von Tc [43] und Pm [61], aus anderen Gründen, keine stabilen Nuklide).
Es gibt 3 Arten radioaktiver Strahlung: α -, β - und γ - Strahlung. Schwere Kerne mit Neutronenmangel sind häufig α - Strahler. Dabei zerfällt 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 überschüssigen Elektronen an die ionisierten Atome ab. Kerne mit Neutronenüberschuß sind β - Strahler. Dabei zerfällt 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 Röntgenstrahlen genannt. Sie breiten sich mit Lichtgeschwindigkeit aus (als masselose Teilchen können sie das) und werden in Form eines γ - Quants aus Atomkernen emittiert. γ - Strahlung tritt häufig 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 Hälfte der ursprünglich vorhandenen Atome eines Radionuklids umwandelt, parallel dazu sinkt auch die Strahlung auf die Hälfte. Aus der Halbwertszeit lassen sich Rückschlüsse auf das Alter eines Gegenstands ziehen, worauf unter anderem die C¹⁴- Methode basiert.[5]

Aufbau der Hülle:
Alle für die Chemie wichtigen Eigenschaften der Atome sind im Aufbau der Elektronenhülle begründet, so zum Beispiel die chemische Bindung, Färbigkeit oder Lichtdurchlässigkeit. Isotope haben identische chemische Eigenschaften, da sie identische Elektronenhüllen besitzen. Das erste Modell der Hülle 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 müssten beschleunigte elektrische Ladungen eigentlich in den Kern fallen, da die sich auf gekrümmten Bahnen bewegenden Elektronen ihre Energie eigentlich in Form von elektromagnetischer Strahlung abgeben und damit kinetische Energie verlieren müssten, weshalb beim Bohrschen Atommodell eine Stabilität der Atome nicht gegeben wäre. Außerdem widersprechen Elektronen auf Kreisbahnen der Heisenbergschen Unschärferelation, nach der es unmöglich ist, Ort und Impuls (und damit Energie) eines Teilchens gleichzeitig genau anzugeben. Dies wäre aber in Bohrs Modell sehr wohl möglich. Da man über den Energiezustand eines Elektrons sehr genaue Angaben machen muss, wird deshalb die Angabe des Ortes sehr unscharf. Die Heisenbergsche Unschärferelation lautet:
Δp * Δx ≥ h
p ... Impuls, x ... Richtungsvektor, h ... Plancksches Wirkungsquantum = 6.63 * 10^{- 34}Js
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 Sphären. Die Elektronen befinden sich in diffusen Raumbereichen, in denen sie nicht genau lokalisiert werden können. Die Sphären werden zusätzlich zu den Buchstaben von innen beginnend durchnumeriert, dies nennt man die Hauptquantenzahl. Für größere Atome mit mehreren Elektronen reicht das einfache Sphärenmodell 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 größer die Hauptquantenzahl n ist, desto geringer wird der Energieabstand zwischen den Sphären. Deshalb ist das Energieniveau 3d bereits energetisch höherliegend 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 für 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 lässt sich nur mit demselben mathematischen Modell beschreiben wie mechanische Wellenvorgänge. Bei der Wechselwirkung mit Materie treten allerdings Widersprüche im Wellenmodell auf. Die Energie einer Welle hängt von ihrer Frequenz und Amplitude ab, durch Steigerung der Amplitude ließen sich also beinahe beliebig hohe Energien übertragen, was aber in der Praxis, zum Beispiel bei der Schwärzung von Photopapier nicht der Fall ist.[9]
Deshalb wurde das Teilchenmodell entwickelt, das sogenannte Photonen (Lichtquanten) einführt. Da Photonen (idealisiert) masselose Teilchen sind, können sie sich trotzdem mit Lichtgeschwindigkeit bewegen. Mit diesem Modell lässt sich nun obengenannter Effekt erklären, da Quanten entweder einen Effekt erzielen, oder eben nicht, unabhängig von der Anzahl. Zusammenfassend verhält 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^{- 34}Js, 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 - Wellenlänge, h ... Plancksches Wirkungsquantum, m ... Masse,
v ... Geschwindigkeit
Diese Wellenlängen sind bei "normalen" Objekten wenig sinnvoll, da ihre Massen zu groß sind. Bei Elektronen hingegen liefert diese Gleichung vernünftige Ergebnisse. Elektronenstrahlen zeigen auch, ähnlich wie Röntgenstrahlen, Interferenzerscheinungen. Deshalb ist die Beschreibung bewegter Elektronen als Wellen durchaus sinnvoll.[11]
Dies veranlasste Schrödinger, die Elektronen in der Atomhülle als dreidimensionale stehende Wellen zu beschreiben. Dabei sind mit steigender Frequenz und damit steigender Energie nur bestimmte Zustände möglich. Die Energiezustände der Elektronen lassen sich mit Hilfe der Schrödingergleichung berechnen. Diese ist aber für Atome mit mehreren Elektronen nicht exakt lösbar und muss dann mit Hilfe von Supercomputern angenähert 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, für die dreidimensional stehende Welle Elektron sind vier Quantenzahlen erforderlich, um den Energiezustand des Elektrons exakt festzulegen. Der österreichische Nobelpreisträger Wolfgang Pauli (1900 - 1958) formulierte das Pauli - Ausschließungsprinzip, wonach in einem Atom nie zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen können.[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 eingeführt. 1926 postulierte dann Werner Heisenberg seine Unschärferelation (siehe oben), die dem Laplace'schen Determinismus ein Ende setzte. Darauf basierend formulierten schließlich Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger und Paul Dirac 1920 die Quantenmechanik, die in zwei äquivalenten Formulierungen Ausdruck fand: Heisenbergs Matrizenmechanik und Schrödingers Wellenmechanik.[13] Der Welle - Teilchen - Dualismus spielt dabei eine große Rolle, da zum Beispiel der berühmte Doppelspalt - Versuch eindeutig Elektronen als Wellen darstellt. Diese könnten sich aber auch gegenseitig auslöschen. Schon Niels Bohr fand 1913 eine teilweise Lösung für dieses Problem, indem er vorschlug, dass Elektronen den Kern nur in bestimmten Abständen umkreisen dürften. Die Quantenmechanik lieferte nicht nur den Beweis für diese Vorstellung, sondern auch gleich die Begründung: Bei den erlaubten Bahnen wäre die Wellenlänge der Elektronen ganzzahlig, während sie bei den nicht erlaubten rational (also ein Bruch) wäre, weshalb diese Elektronen sich dann auslöschen würden. 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 Schrödinger aufgestellte fundamentale Gleichung der Quantenmechanik. Sie beschreibt in guter Näherung die Bewegung von Elektronen. Ihre meist approximative Lösung liefert Wellenfunktionen y(r), deren Betragsquadrat |y(r)|² als Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte interpretiert wird. Bei hoher Geschwindigkeit (nahe der Lichtgeschwindigkeit) müssen auch relativistische Effekte berücksichtigt werden, während bei der Wechselwirkung mit äußeren Magnetfeldern der Spin die entscheidende Rolle spielt, was sich in der Dirac - Gleichung ausdrückt. Als Fermionen, das heißt mit halbzahligem Spin, gehorchen Elektronen der Fermi - Dirac - Statistik.[15]
Die zeitabhängige Schrödinger - Gleichung ist eine Bewegungsgleichung, die mit Hilfe der Wellenfunktion Ψ die zeitliche Entwicklung eines quantenmechanischen Systems, z. B. eines Atoms, beschreibt. Für komplexere Systeme ist sie nicht mehr analytisch lösbar und kann derzeit nur angenähert werden.[16]
i h ∂ Ψ/∂ t = H' Ψ
Hierbei sind i die Einheit der imaginären Zahl, h das durch 2π geteilte Plancksche Wirkungsquantum, t die Zeit und H' der Hamilton - Operator. Wenn letzterer nicht von der Zeit abhängt, hat die zeitabhängige Schrödinger - Gleichung die stationäre Lösung 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 zusammengefaßt zur Variablen r) abhängige Wellenfunktion ψ(r) ist Eigenfunktion der zeitunabhängigen Schrödinger - Gleichung[17]
H' ψ(r) = E ψ(r)
Der Hamilton - Operator ist der zur Gesamtenergie eines quantenmechanischen Systems gehörende Energieoperator. Da es sich um einen hermiteschen Operator handelt, sind seine Eigenwerte reell. Eigenwerte und Eigenfunktionen des Hamilton - Operators erhält man durch Lösung der Schrödinger - Gleichung. Der Hamilton - Operator für die Bewegung des Elektrons im Wasserstoff - Atom lautet
H' = - [h²] / [2μ] Δ - [e²] / [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 a₀³)^{- 1/2}e ^{- 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:
[ - [h²] / [2 μ] Δ ψ (r) - [e²] / [4 π ε₀ r] ] ψ (r) = E ψ (r)
Hierbei sind h die Plancksche Konstante geteilt durch 2π, μ ist die reduzierte Masse (μ = [m_e m_p] / [m_e + m_p]), m_e und m_p 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 Länge, 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 abhängt (Coulombwechselwirkung), liegt ein kugelsymmetrisches Problem vor, welches man zweckmäßig in Kugelkoordinaten oder sphärischen Polarkoordinaten löst.[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 (natürlich sind Quarks deutlich kleiner als die Wellenlänge 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 weiß ergeben): Protonen aus zwei "up" und einem "down", Neutronen aus zwei "down" und einem "up".[21] Weitere Teilchen oder Antimaterie (mit umgekehrten Ladungen) können heute mit Hilfe von Teilchenbeschleunigern künstlich 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 für 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 übrig (etwa 1 Proton auf 10 Mrd. Protonen und Antiprotonen), während sich die restlichen gleich wieder gegenseitig auslöschten. 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 schließlich seine Existenz auf eine von mehreren möglichen 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 nächsten Generation, und alle Atome auf der Erde entstammen damit theoretisch einer früheren Sonne, weshalb wir alle buchstäblich Kinder der Sterne sind.[23]



Ãœberschwere 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 können künstlich aber Elemente bis zur Ordnungszahl 112 hergestellt werden. Der italienische Physiker Enrico Fermi (1901 - 1954) schlug dazu schon 1934 die Absorption eines Neutrons mit anschließendem Beta - Zerfall vor. Bei entsprechenden praktischen Versuchen wurde nicht nur die Kernspaltung, sondern auch die Gruppe der Actiniden (ähnlich den Lanthaniden) entdeckt. Mit dieser Methode lässt sich allerdings höchstens Fermium (Z = 100) herstellen. Bis 1974 konnten dann durch Kernfusion die Elemente bis Seaborgium (Z = 106) hergestellt werden.
Bis in die fünfziger Jahre galt das Tröpfchenmodell für Atomkerne, das diese ähnlich wie die Atome eines Flüssigkeitströpfchens beschrieb. Doch durch Beobachtung der Protonenzahl Z und Neutronenzahl N verschiedener Isotope und deren Stabilität wurde an der Universität Heidelberg das Schalenmodell des Atomkerns entwickelt. Dabei ist die Bindungsenergie der Nukleonen von quantenmechanischen Effekten abhängig, ähnlich den Elektronen der Atommodelle. Dieser Effekt ist in der chemischen Praxis zum Beispiel bei der besonderen Stabilität der Edelgase gegenüber chemischen Reaktionen wichtig. Elemente mit vollständig besetzter Schale wären demnach besonders stabil, insbesondere bei sogenannten doppelt - magischen Konfigurationen, wo das für Protonen und Neutronen der Fall ist. Bis heute konnten durch sanfte Fusion von der Gesellschaft für 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, ÖBV Pädagogischer 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 Römpp Chemie Lexikon, Jürgen 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, für sie gilt das Pauli - Ausschließungsprinzip
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 Hülle 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: imaginäre, überlichtschnelle Teilchen (masselos !), die sich rückwärts durch die Zeit bewegen

[1] CD Römpp Chemie Lexikon, Jürgen 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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