Bohr: Ein Atommodell zeigt den Aufbau der Materie
Schon seit der Antike spekulierte der Mensch über den Aufbau der Materie im Kleinen, jenseits dessen, was ihm mit bloßem Auge offenbar wurde. Zwei grundverschiedene Modellvorstellungen konkurrierten miteinander: einerseits das Modell der antiken Atomisten, die kleinste unteilbare Einheiten, auf Griechisch »Atoma«, annahmen und diesen nur wenige primäre Eigenschaften der Form, Größe und relativen Lage zuordneten, um damit alle sekundären Qualitäten wie Farbe oder Geruch zu »erklären«, andererseits ein Kontinuumsmodell, das eine unbeschränkte Teilbarkeit der Materie voraussetzte.
Einen ersten Schritt zur experimentellen Prüfbarkeit dieser Hypothesen machte Antoine Lavoisier Ende des 18. Jahrhunderts durch sein Beharren auf einer vermehrten Anwendung physikalischer Messmethoden wie dem Wägen in der Chemie. Er zeigte, dass die Elemente chemische Verbindungen stets in festen Gewichtsverhältnissen eingehen. Von John Dalton wurde dieser Ansatz 1804 verallgemeinert und mit atomistischen Annahmen erklärt. Laut Daltons Atommodell bestehen die kleinsten Einheiten jedes Stoffes aus einfachen Kombinationen weniger Atome, wobei alle Atome eines chemischen Elements einander genau gleichen.Ende des 19. Jahrhunderts häuften sich dann die Indizien dafür, dass diese chemischen Atome, physikalisch betrachtet, durchaus nicht unteilbar waren. Joseph John Thomson in Cambridge wies 1897 durch elektrische und magnetische Ablenkung ein negativ geladenes Teilchen nach, das er »Corpuscle« nannte. Genauere Messungen dieses bald »Elektron« getauften Teilchens zeigten, dass es etwa 2 000-mal leichter war als ein Wasserstoffatom.
Manchester 1912: Ernest Rutherford und Niels Bohr
Das Cavendish Laboratorium, an dem Thomson arbeitete, war ein Magnet für Nachwuchswissenschaftler aus aller Welt. Darunter war auch der junge Niels Bohr, der an der Kopenhagener Universität Physik, Mathematik und Philosophie studiert hatte. Unmittelbar nach Abschluss seiner Doktorarbeit zur Elektronentheorie der Metalle entschloss sich Bohr 1911 zum Aufbaustudium in England. Doch seine Hoffnung, in Cambridge von dem Entdecker der Elektronen Anregungen für weitere Arbeit zu empfangen, trog - Thomson war überlastet und vielleicht sogar etwas verärgert über den jungen Dänen, der ihn in schlechtem Englisch gleich beim ersten Treffen auf einen Fehler in seinem Atommodell hatte aufmerksam machen wollen. Völlig entmutigt traf Bohr den viel aufgeschlosseneren Ernest Rutherford, der für seine Deutung der Radioaktivität 1908 den Nobelpreis für Chemie bekommen hatte und in Manchester Physik lehrte. Im Januar 1912 bat Bohr Rutherford um einen Arbeitsplatz in Manchester, und im März konnte er anfangen, sich mit den Streuexperimenten vertraut zu machen, die dort ausgeführt wurden. Von stark radioaktiv strahlenden Quellen ausgesandte, positiv geladene Heliumkerne, α-Teilchen, wurden gebündelt auf Metallplättchen geleitet; dann wurde gemessen, unter welchem Ablenkungswinkel noch wie viele dieser geladenen Teilchen in Form von Blitzen auf Zinksulfidschirmen nachweisbar waren.
Das Atommodell von 1913
Aus der Tatsache, dass die Mehrzahl der α-Teilchen fast ganz unabgelenkt durch die Metallfolien hindurchflog, einige wenige jedoch sehr starke Ablenkung bis über 90 º hinaus erfuhren, hatte Rutherford selbst bereits 1911 die Vermutung abgeleitet, dass entgegen Thomsons Annahme das Atom nicht aus fein verteilter positiver Ladung mit rosinenkuchenartig verteilten negativen Elektronen, sondern im Wesentlichen aus leerem Raum besteht. Rutherford vermutete im Zentrum eine auf einen winzigen Bereich konzentrierte positive Ladung, den Atomkern, um den herum die Elektronen in einer Art Hülle regelmäßig angeordnet sind. Auch die nähere Berechnung dieses Modells bestätigte, dass nur dann, wenn die α-Teilchen fast genau auf den positiven Atomkern zufliegen, merkliche Abstoßungseffekte, das heißt große Streuwinkel, zu erwarten waren.
Bohr ergänzte dieses Kernmodell um detaillierte Annahmen über das Verhalten der negativ geladenen Elektronen. Er vermutete, dass diese auf Bahnen analog denen der Planeten um die Sonne umlaufen, allerdings mit der Zusatzbedingung, dass nur diejenigen Bahnen stabil sein sollen, deren Drehimpuls einem ganzzahligen Vielfachen des planckschen Wirkungsquantums entspricht, das auch den Grundzustand beschreibt. Die damit verbundenene »Quantisierung« der Energie, die somit nicht mehr wie in der klassischen Physik kontinuierlich variierte, sondern nur noch in Paketen, den Quanten, zu- oder abnehmen konnte, hatte sich auch in der Theorie der Strahlung seit etwa 1900 als unumgänglich erwiesen. 1913 fasste Bohr seine Betrachtungen in dem nach ihm benannten Atommodell zusammen.
Die Quantisierungsbedingung stellte einen ausdrücklichen Bruch mit der Elektrodynamik dar, die für kreisende Elektronen eine kontinuierliche Energieabgabe forderte. Der klassischen Theorie zufolge konnte Bohrs Modell somit eigentlich keine stabilen Bahnen der Elektronen beschreiben. Ebenso unerhört war das Postulat der »Quantensprünge« von einem Energieniveau zum nächsten, die laut Bohr mit der Abgabe und Aufnahme von Licht, oder allgemeiner von Strahlung, einhergingen. Das Erstaunliche aber war, dass mit Bohrs Forderungen dennoch eine ganze Reihe von zum Teil bereits sehr lange bekannten Beobachtungen zutreffend und ohne weitere Zusatzannahmen erklärt werden konnten. Das Modell harmonierte sowohl mit den Experimenten Rutherfords als auch mit der Existenz scharf getrennter Linien im Spektrum von Atomen, beides im Rahmen der klassischen Physik unverständlich gebliebene Befunde. Jede solcher Spektrallinien entspricht bei Bohr einem Quantensprung zwischen zwei bestimmten Energieniveaus. Damit erklärten sich gleichzeitig auch die Spektralserien des Wasserstoffs, bis dahin ebenso unverstandene Regelmäßigkeiten in den Abständen markanter Spektrallinien leuchtenden Wasserstoffgases, die noch im 19. Jahrhundert auf phänomenologischem Weg ermittelt worden waren.
Als Bohr dann auch noch die Existenz weiterer Spektralserien des Wasserstoffs richtig voraussagte und die Anwendung auf andere wasserstoffähnliche Atome gelang, entwickelte sich sein Atommodell rasch zum Standardmodell der Atomphysik. In den Folgejahren erweiterten Bohr selbst sowie Arnold Sommerfeld und seine Schüler in München die Theorie durch Verallgemeinerung auf gequantelte Ellipsenbahnen und auf relativ zu äußeren elektromagnetischen Feldern geneigte Bahnebenen. Durch diesen Kunstgriff ließen sich jetzt auch die merkwürdige Aufspaltung vieler Spektrallinien unter dem Einfluss magnetischer und elektrischer Felder gut beschreiben, die von Pieter Zeeman 1896 beziehungsweise von Johannes Stark 1913 entdeckt worden waren. Sommerfeld erklärte sogar die Feinstruktur der Spektrallinien mit dem relativistischen Massenzuwachs derjenigen Elektronen, die auf stark elliptischen Bahnen besonders nahe an den Kern herankommen und dabei eine besonders große Geschwindigkeit erhalten. Ferner fand das Periodensystem der Elemente endlich eine natürliche Deutung durch Bohrs Konzept eines sukzessiven Aufbaus von »Elektronenschalen« um den Atomkern.
Erfolg und Scheitern
Die großen Erfolge des bohrschen Atommodells wurden Ende 1922 mit der Verleihung des Nobelpreises für Physik an Bohr gewürdigt. Doch zeigten sich gerade zu Beginn der 20er-Jahre auch die ersten Risse in Bohrs Gedankengebäude. Zunächst verkomplizierte sich die Bohr-Sommerfeld-Theorie immer mehr, weil in dem Wunsch nach noch weiter gehender Anwendung weitere Zusatzannahmen in die Theorie eingeführt wurden. Doch sie ließ sich letztlich nicht widerspruchsfrei entwickeln und scheiterte schließlich an ihrer halbherzigen Kombination alter Konzepte der klassischen Physik mit neuen Ideen. Und dennoch bereitete sie den Weg für die ab 1925 entstehende Quantenmechanik und stellt damit den Ausgangspunkt der modernen Atomphysik dar.
Priv.-Doz. Dr. Klaus Hentschel