Die Entdeckung der Atome

Das Bild vom Aufbau der Materie von Demokrit (460–371 v. Chr.) bis Bohr (1885–1962)

Der griechische Philosoph Leukipp (um 450–370 v. Chr.) und sein Schüler Demokrit (460–371 v. Chr.) waren die ersten, die sich die Materie aus unteilbaren Grundbausteinen (griechisch: atomos) aufgebaut vorstellten. Diese Atome sollten ihrer Vorstellung nach bereits die Eigenschaften der aus ihnen aufgebauten Materie aufweisen. Welche dieser Ideen von Leukipp und welche von Demokrit stammen, lässt sich heute nicht mehr feststellen, da Leukipp im Gegensatz zu Demokrit keinerlei Schriften hinterließ.

Der Atomismus wurde zwar später von der philosophischen Schule Epikurs (341–270 v. Chr.) aufgegriffen, andere Philosophen wie Platon (428–348 v. Chr.) und Aristoteles (384–322 v. Chr.) lehnten ihn jedoch entschieden ab. Der Hauptgrund dafür war die Ablehnung des Vakuums, des leeren Raumes, in dem sich nach Leukipp und Demokrit die Atome bewegen sollten.

Grafik aus Daltons Werk „New System of Chemical Philosophy“

Erste experimentelle Hinweise darauf, dass die Materie tatsächlich aus kleinen Bausteinen aufgebaut ist, fanden sich erst Anfang des 19. Jahrhunderts. Damals stießen Chemiker wie Joseph Louis Proust (1755–1826) und John Dalton (1766–1844) darauf, dass sich die chemischen Elemente nur in bestimmten ganzzahligen Verhältnissen miteinander zu Molekülen verbinden. John Dalton erklärte dieses Phänomen 1808 damit, dass die Elemente aus nicht mehr teilbaren, kleinsten Einheiten bestehen und griff für diese Teile den alten griechischen Begriff des Atoms wieder auf.

Dass Atome jedoch keineswegs unteilbar sind, bewies 1897 der britische Physiker Joseph J. Thomson (1856–1940). In seinen Experimenten mit einer Glühkathode konnte er zeigen, dass sich aus den Atomen kleinere, elektrisch geladene Teilchen herausschlagen lassen – die Elektronen. Thomson stellte sich Atome als winzige, elastische Kügelchen vor, in denen Masse und positive elektrische Ladung gleichmäßig verteilt sind. Eingebettet in diese Masse sind, wie Rosinen in einem Kuchenteig, die punktförmigen, elektrisch negativen Elektronen.

Doch schon 1911 zerstörte Ernest Rutherford (1871–1937) dieses Bild. Um den Aufbau der Atome zu untersuchen, schoss er radioaktive Alphastrahlung auf Goldfolie. Dabei entdeckte der Physiker, dass die Masse in den Atomen keineswegs so gleichmäßig verteilt ist, wie von Thomson angenommen. Vielmehr konzentriert sich die Masse und auch die positive Ladung des Atoms auf einen winzigen Bereich, den Atomkern.

Ernest Rutherford (1871–1937)

Rutherford und anderen Physikern gelang es zu zeigen, dass die Kernladungszahl – und damit auch die Anzahl der den Kern umschwirrenden Elektronen – für die einzelnen chemischen Elemente verschieden ist. Damit freilich taten sich sofort gewaltige Schwierigkeiten für das Atommodell auf. Denn während die Chemie gezeigt hatte, dass alle Atome eines Elements völlig gleichartig sind, gab die Physik den Atomen nun die Freiheit, durch unterschiedliche Elektronenbahnen ganz unterschiedliche Eigenschaften anzunehmen.

Und es gab noch ein weiteres schwerwiegendes Argument gegen das Rutherfordsche Atommodell: Ein um den Atomkern kreisendes Elektron müsste nach der Lehre der Elektrodynamik ständig Energie abstrahlen – und folglich in den Atomkern stürzen. Das Rutherfordsche Atom ist also nicht stabil.

Es war der dänische Physiker Niels Bohr (1885–1962), der 1913 den gordischen Knoten dieses Widerspruchs zwischen den Experimenten Rutherfords einerseits und der Mechanik und Elektrodynamik anderseits durchschlug. Bohr postulierte, dass die Elektronen nur einige bestimmte Bahnen um den Atomkern einnehmen könnten und dass Übergänge zwischen diesen Bahnen nur in Sprüngen möglich seien. Diese Postulate lassen sich nicht aus der klassischen Physik herleiten – sie hatten ihre Berechtigung zunächst ausschließlich durch die Übereinstimmung des sich daraus ergebenden Bohrschen Atommodells mit den experimentellen Beobachtungen.

Erst die Quantenmechanik lieferte später eine Begründung für die Postulate von Bohr nach. Und während Bohr sich die Elektronen noch als kleine Kügelchen vorstellte, die den Atomkern wie Planeten auf Kreis- oder Ellipsenbahnen umlaufen, lieferte die Quantenmechanik ein gänzlich anderes Bild. Im modernen Orbitalmodell sind die Elektronen nicht länger lokalisierte Teilchen, sondern nur noch verschmierte Wahrscheinlichkeitswolken, deren Verteilung sich aus der Lösung der quantenmechanischen Schrödingergleichung ergibt.