Atom

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche
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, die nicht maßstäblich zum Kern dargestellt ist (sonst hätte sie ungefähr 5 m Durchmesser und so lang wäre auch der Balken). Oben rechts noch einmal vergrößert der Kern (2 Protonen, 2 Neutronen), der in Wirklichkeit kugelsymmetrisch ist.

Atome (von griechisch ἄτομος átomos ‚das Unteilbare‘) sind die Bausteine, aus denen alle festen, flüssigen oder gasförmigen Stoffe bestehen. Jedes Atom gehört zu einem der 118 bekannten chemischen Elemente, von denen etwa 90 auf der Erde natürlich vorkommen. Während sich die Atome jedes einzelnen Elements nahezu exakt gleichen, unterscheiden sich die Atome verschiedener Elemente durch ihre Masse und Größe, vor allem aber durch ihre Fähigkeit, sich durch chemische Reaktionen mit anderen Atomen zu Molekülen zu verbinden und dadurch andere Stoffe zu bilden. Die Materialeigenschaften eines Stoffes sind abhängig von den Atomen, aus denen der Stoff besteht.

Atome bestehen aus einem Atomkern und einer Elektronenhülle. Sie sind also nicht unteilbar, wie zum Zeitpunkt der Namensgebung angenommen, sondern besitzen einen wohlbestimmten inneren Aufbau aus noch kleineren Teilchen. Der Kern hat einen Durchmesser von etwa einem Zehntausendstel des gesamten Atomdurchmessers, enthält jedoch über 99,9 % der Atommasse. Die wesentlich größere Hülle enthält dagegen weniger als 0,1 % der Masse. Die Durchmesser der Atome liegen bei einigen 10−10 m, ihre Massen in der Größenordnung 10−26 kg. Der Atomkern enthält positiv geladene Protonen sowie eine Anzahl von etwa gleichschweren, elektrisch neutralen Neutronen, die durch die starke Wechselwirkung aneinander gebunden sind. Somit ist der Kern positiv geladen. Er bindet die negativ geladenen Elektronen der Hülle durch elektrostatische Anziehung. Die Anzahl der Protonen im Kern gibt die chemische Ordnungszahl des betreffenden Elements an. In seiner Grundform hat das Atom genauso viele Elektronen in der Hülle wie Protonen im Kern und ist daher elektrisch neutral. Sind zusätzliche Elektronen vorhanden oder fehlen welche, ist das Atom negativ bzw. positiv geladen und wird als Ion bezeichnet.

Aufgrund ihrer extrem geringen Größe sind einzelne Atome selbst mit den stärksten Lichtmikroskopen nicht zu erkennen. Noch Anfang des 20. Jahrhunderts war ihre Existenz umstritten. Einen entscheidenden Beitrag zur Bestätigung der Atomhypothese lieferte Albert Einstein 1905, indem er die bereits seit langem bekannte, im Mikroskop direkt sichtbare Brownsche Bewegung kleiner Körnchen durch zufällige Stöße von Atomen oder Molekülen in deren Umgebung erklärte. Erst seit wenigen Jahrzehnten erlauben Feldionenmikroskope und Rastertunnelmikroskope, seit einigen Jahren zudem auch Elektronenmikroskope, einzelne Atome direkt zu beobachten.

Die Atomphysik, die den Aufbau der Atome sowie die Vorgänge in ihrem Inneren und ihre Wechselwirkungen untereinander erforscht, hat entscheidend zur Entwicklung der modernen Physik und insbesondere der Quantenmechanik beigetragen.

Erforschungsgeschichte

Philosophische Überlegungen

Das Konzept des Atomismus, nämlich dass Materie aus Grundeinheiten aufgebaut ist – „kleinsten Teilchen“, die nicht immer weiter in kleinere Stücke zerteilt werden können – existiert seit Jahrtausenden, genauso wie das Gegenkonzept, Materie sei ein beliebig teilbares Kontinuum. Doch diese Ideen beruhten zunächst ausschließlich auf philosophischen Überlegungen und nicht auf empirischer experimenteller Untersuchung. Dabei wurden den Atomen verschiedene Eigenschaften zugeschrieben, und zwar je nach Zeitalter, Kultur und philosophischer Schule sehr unterschiedliche. Experimentell arbeitende Naturwissenschaftler machten sich Ende des 18. Jahrhunderts die Idee vom Atom zu eigen, weil diese Idee im Rahmen eines Teilchenmodells der Materie 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 noch bis ins 20. Jahrhundert hinein aufrechterhalten.[2]

Eine frühe Erwähnung des Atomkonzepts in der Philosophie ist aus Indien bekannt. Die Nyaya- und Vaisheshika-Schulen entwickelten ausgearbeitete Theorien, wie sich Atome zu komplexeren Gebilden zusammenschlössen (erst in Paaren, dann je drei Paare).[3] In der griechischen Philosophie ist die Atomvorstellung erstmals im 5. Jahrhundert v. Chr. bei Leukipp überliefert. Sein Schüler Demokrit systematisierte sie und führte den Begriff átomos ein, was etwa „das Unzerschneidbare“ bedeutet, also ein nicht weiter zerteilbares Objekt. Diese Bezeichnung wurde Ende des 18. Jahrhunderts für die damals hypothetischen kleinsten Einheiten der chemischen Elemente der beginnenden modernen Chemie übernommen, denn mit chemischen Methoden lassen sich Atome in der Tat nicht „zerschneiden“.

Naturwissenschaftliche Erforschung

Im Rahmen der wissenschaftlichen Erforschung konnte die Existenz von Atomen bestätigt werden. Es wurden viele verschiedene Atommodelle entwickelt, um ihren Aufbau zu beschreiben. Insbesondere das Wasserstoffatom als das einfachste aller Atome war dabei wichtig. Einige der Modelle werden heute nicht mehr verwendet und sind nur von wissenschaftsgeschichtlichem Interesse. Andere gelten je nach Anwendungsbereich als Näherung noch heute. In der Regel wird das einfachste Modell genommen, welches im gegebenen Zusammenhang noch ausreicht, um die auftretenden Fragen zu klären.

Bestätigung der Atomhypothese

Verschiedene Atome und Moleküle, wie sie in A New System of Chemical Philosophy (1808) von John Dalton abgebildet sind.

Robert Boyle vertrat 1661 in seinem Werk The Sceptical Chymist die Meinung, die Materie sei aus diversen Kombinationen verschiedener corpuscules aufgebaut und nicht aus den vier Elementen der Alchemie: Wasser, Erde, Feuer, Luft.[4] Damit bereitete er die Überwindung der Alchemie durch den Element- und Atombegriff der modernen Chemie vor.

Daniel Bernoulli zeigte 1740, dass der gleichmäßige Druck von Gasen auf die Behälterwände und insbesondere das Gesetz von Boyle und Mariotte sich durch zahllose Stöße kleinster Teilchen erklären lässt. Damit wurde seine Forschung zum Vorläufer der kinetischen Gastheorie und statistischen Mechanik.

Ab Ende des 18. Jahrhunderts 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.[5]

Nachdem Antoine Lavoisier 1789 den heutigen Begriff des chemischen Elements geprägt und die ersten Elemente richtig identifiziert hatte,[6] benutzte 1803 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, die sich nach festen Regeln miteinander verbinden können und so Stoffe mit anderen Materialeigenschaften bilden.[7][8] Außerdem ging er davon aus, dass alle Atome eines Elements die gleiche Masse hätten, und begründete den Begriff Atomgewicht. Seine Messungen der Atomgewichte von Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff relativ zum Gewicht des Wasserstoffatoms waren allerdings noch mit großen Fehlern behaftet.[9]

Die Beobachtungen zum chemischen und physikalischen Verhalten von näherungsweise idealen Gasen konnte Amedeo Avogadro 1811 dahingehend zusammenfassen, dass bei gleichen Werten von Volumen, Druck und Temperatur des Gases gleich viele identische Teilchen („Moleküle“) darin vorhanden sind. Die Moleküle bestehen bei elementaren Gasen wie Wasserstoff, Sauerstoff oder Stickstoff immer aus zwei Atomen des Elements (Avogadrosches Gesetz).

1866 konnte 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.[10] Seine Ergebnisse lagen im (richtigen) Bereich von 0,1 bis 1 nm und ermöglichten erstmals, das Gewicht eines Moleküls und deren Anzahl pro ml normaler Luft (Loschmidtsche Zahl) zu bestimmen.

Infolge der Arbeiten von Avogadro und Stanislao Cannizzaro wurde angenommen, dass Atome nicht als einzelne Teilchen auftreten, sondern nur als Bestandteile von Molekülen aus mindestens zwei Atomen. Doch 1876 gelang August Kundt und Emil Warburg der erste Nachweis eines einatomigen Gases. Sie bestimmten den Adiabatenexponenten von Quecksilber-Dampf bei hoher Temperatur und erhielten einen Wert, wie er nach der kinetischen Gastheorie nur für Teilchen in Gestalt echter Massepunkte auftreten kann. Ab 1895 kamen entsprechende Beobachtungen an den neu entdeckten Edelgasen hinzu.[2]

Nach Erscheinen seiner Dissertation über die Bestimmung von Moleküldimensionen[11] 1905 begründete Albert Einstein im selben Jahr die Existenz von Atomen mit der Zitterbewegung kleiner Partikel in Wasser. Die Partikel würden von Wassermolekülen unregelmäßig angestoßen und führten deshalb kleine, nur unter dem Mikroskop sichtbare Bewegungen aus.[12][13][14] Er verwies dabei auf die seit 1827 bekannte Brownsche Bewegung von Pollen in einer Lösung, die 1863 von Christian Wiener als Molekularstöße erkannt worden waren.[15] Diese Arbeiten trugen 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 fand ähnliche Ergebnisse wie Loschmidt.[16]

Teilbarkeit und Aufbau der Atome

Joseph John Thomson entdeckte 1897, dass die Kathodenstrahlen aus Teilchen bestimmter Ladung und Masse bestehen; deren Masse ist kleiner als ein Tausendstel der Atommasse. Diese Teilchen wurden als Elektronen bezeichnet und erwiesen sich als ein Bestandteil aller Materie, was dem Konzept des Atoms als unzerteilbarer Einheit widersprach.[17] Thomson glaubte, dass die Elektronen dem Atom seine Masse verliehen und dass sie im Atom in einem masselosen, positiv geladenen Medium verteilt seien wie „Rosinen in einem Kuchen“ (Thomsonsches Atommodell).

Die kurz zuvor entdeckte Radioaktivität wurde 1903 von Ernest Rutherford und Frederick Soddy mit Umwandlungen verschiedener Atomsorten ineinander in Verbindung gebracht. Sie konnten 1908 nachweisen, dass α-Teilchen, die bei Alphastrahlung ausgesandt werden, Helium-Atome bilden.

Zusammen mit seiner Forschergruppe beschoss Ernest Rutherford 1909 eine Goldfolie mit α-Teilchen. Er stellte fest, dass die allermeisten der Teilchen die Folie fast ungehindert durchdrangen, dass aber einige wenige um sehr viel größere Winkel abgelenkt wurden als nach Thomsons Modell möglich. Rutherford schloss daraus, dass fast die ganze Masse des Atoms in einem sehr viel kleineren, geladenen Atomkern in der Mitte des Atoms konzentriert sei (Rutherfordsches Atommodell). Die stark abgelenkten α-Teilchen waren diejenigen, die einem Kern zufällig näher als etwa ein Hundertstel des Atomradius gekommen waren.[18] Die Ladungszahl des Atomkerns entpuppte sich als die chemische Ordnungszahl des betreffenden Elements, und α-Teilchen erwiesen sich als die Atomkerne des Heliums.

Schematische Darstellung eines einfachen Massenspektrometers

Der Chemiker Frederick Soddy stellte 1911 fest, dass manche der natürlichen radioaktiven Elemente aus Atomen mit unterschiedlichen Massen und unterschiedlicher Radioaktivität bestehen mussten.[19] Der Begriff Isotop für physikalisch verschiedene Atome desselben chemischen Elements wurde 1913 von Margaret Todd vorgeschlagen.[20] Da die Isotope desselben Elements an ihrem chemischen Verhalten nicht zu unterscheiden waren, entwickelte der Physiker J.J. Thomson ein erstes Massenspektrometer zu ihrer physikalischen Trennung. Damit konnte er 1913 am Beispiel von Neon nachweisen, dass es auch stabile Elemente mit mehreren Isotopen gibt.[21]

1918 fand Francis William Aston mit einem Massenspektrometer von erheblich größerer Genauigkeit heraus, dass fast alle Elemente Gemische aus mehreren Isotopen sind, wobei die Massen der einzelnen Isotope immer (nahezu) ganzzahlige Vielfache der Masse des Wasserstoffatoms sind.[22] Rutherford wies 1919 in der ersten beobachteten Kernreaktion nach, dass durch Beschuss mit α-Teilchen aus den Kernen von Stickstoffatomen die Kerne von Wasserstoffatomen herausgeschossen werden können. Diesen gab er den Namen Proton und entwickelte ein Atommodell, in dem die Atome nur aus Protonen und Elektronen bestehen, wobei die Protonen und ein Teil der Elektronen den kleinen, schweren Atomkern bilden, die übrigen Elektronen die große, leichte Atomhülle. Die Vorstellung von Elektronen im Atomkern stellte sich jedoch als falsch heraus und wurde fallengelassen, nachdem 1932 von James Chadwick das Neutron als ein neutraler Kernbaustein mit etwa gleicher Masse wie das Proton nachgewiesen wurde.[23] Damit entstand das heutige Atommodell: Der Atomkern ist zusammengesetzt aus so vielen Protonen wie die Ordnungszahl angibt, und zusätzlich so vielen Neutronen, dass die betreffende Isotopenmasse erreicht wird. Die Atomhülle des neutralen Atoms besteht aus so vielen Elektronen wie es im Kern Protonen gibt.

Quantenmechanische Atommodelle

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 f abstrahlt.

1913 konnte Niels Bohr, aufbauend auf Rutherfords Atommodell aus Kern und Hülle, erstmals erklären, wie es in den optischen Spektren reiner Elemente zu den Spektrallinien kommt, die für das jeweilige Element absolut charakteristisch sind (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 von einer zur anderen „springen“, sich jedoch nicht dazwischen aufhalten können.[24] Beim Quantensprung von einer äußeren zu einer weiter innen liegenden Bahn muss das Elektron eine bestimmte Menge an Energie abgeben, die als Lichtquant bestimmter Wellenlänge erscheint. Im Franck-Hertz-Versuch konnte die quantisierte Energieaufnahme und -abgabe an Quecksilberatomen experimentell bestätigt werden. Das Bohrsche Atommodell ergab zwar nur für Systeme mit lediglich einem Elektron (Wasserstoff und ionisiertes Helium) quantitativ richtige Resultate. Jedoch bildete es im Laufe des folgenden Jahrzehnts das Fundament für eine Reihe von Verfeinerungen, die zu einem qualitativen Verständnis des Aufbaus der Elektronenhüllen aller Elemente führten. Damit wurde das Bohrsche Atommodell zur Grundlage des populären Bildes vom Atom als einem kleinen Planetensystem.[25]

1916 versuchte Gilbert Newton Lewis, im Rahmen des Bohrschen Atommodells die chemische Bindung durch Wechselwirkung der Elektronen eines Atoms mit einem anderen Atom zu erklären.[26] Walther Kossel ging 1916 erstmals von abgeschlossenen „Elektronenschalen“ bei den Edelgasen aus, um zu erklären, dass die chemischen Eigenschaften der Elemente grob periodisch mit der Ordnungszahl variieren, wobei sich benachbarte Elemente durch ein oder zwei zusätzliche oder fehlende Elektronen unterscheiden.[27] Dies wurde bis 1921 von Niels Bohr zum „Aufbauprinzip“ weiterentwickelt, wonach mit zunehmender Kernladungszahl jedes weitere Elektron in die jeweils energetisch niedrigste Elektronenschale der Atomhülle, die noch Plätze frei hat, aufgenommen wird, ohne dass die schon vorhandenen Elektronen sich wesentlich umordnen.[28]

Orbitalmodell des Atoms: Darstellung der Atomorbitale der ersten (2 Elektronen) und zweiten (8 Elektronen) Elektronenschale

Aufbauend auf dem von Louis de Broglie 1924 postulierten Welle-Teilchen-Dualismus entwickelte Erwin Schrödinger 1926 die Wellenmechanik. Sie beschreibt die Elektronen nicht als Massenpunkte auf bestimmten Bahnen, sondern als dreidimensionale Materiewellen. Als Folge dieser Beschreibung ist es unter anderem unzulässig, einem Elektron gleichzeitig genaue Werte für Ort und Impuls zuzuschreiben. Dieser Sachverhalt wurde 1926 von Werner Heisenberg in der Unschärferelation formuliert. Demnach können statt der Bewegung auf bestimmten Bahnen nur Wahrscheinlichkeitsverteilungen für Wertebereiche von Ort und Impuls angegeben werden, eine Vorstellung, die nur schwer zu veranschaulichen ist. Den quantisierten Umlaufbahnen des Bohrschen Modells entsprechen hier stehende Materiewellen oder „Atomorbitale“. Sie geben unter anderem an, wie sich in der Nähe des Atomkerns die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen konzentriert, und bestimmen damit die wirkliche Größe des Atoms.

Die Beschreibung der Eigenschaften der Atome gelang mit diesem ersten vollständig quantenmechanischen Atommodell sehr viel besser als mit den Vorläufermodellen. Insbesondere ließen sich auch bei Atomen mit mehreren Elektronen die Spektrallinien und die Struktur der Atomhülle in räumlicher und energetischer Hinsicht darstellen, einschließlich der genauen Möglichkeiten, mit den Atomhüllen anderer Atome gebundene Zustände zu bilden, also stabile Moleküle. Daher wurde das Bohrsche Atommodell zugunsten des quantenmechanischen Orbitalmodells des Atoms verworfen.[29][30] 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 in Festkörpern.

Indes ist auch das Orbitalmodell physikalisch noch als eine Näherung zu bezeichnen, nämlich als eine 1-Teilchen-Näherung. Sie besteht darin, dass in der Hülle eines Mehrelektronenatoms jedem einzelnen Elektron ein bestimmtes Orbital zugeschrieben wird. Ein so gebildeter Mehrteilchenzustand wird als Konfiguration des Atoms bezeichnet. Genauere Modelle berücksichtigen, dass nach den Regeln der Quantenmechanik die Hülle auch in einem Zustand sein kann, der durch Superposition verschiedener Konfigurationen entsteht, wo also mit verschiedenen Wahrscheinlichkeitsamplituden gleichzeitig verschiedene Elektronenkonfigurationen vorliegen (sog. Konfigurationsmischung). Hiermit werden die genauesten Berechnungen von Energieniveaus und Wechselwirkungen der Atome möglich. Wegen des dazu nötigen mathematischen Aufwands werden jedoch auch weiterhin einfachere Atommodelle genutzt. Zu nennen ist zum einen das Thomas-Fermi-Modell, in dem die Elektronenhülle pauschal wie ein ideales, an ein Kraftzentrum gebundenes Elektronengas behandelt wird, zum anderen das Modell nach der Dichtefunktionaltheorie, in dem die Orbitale der einzelnen Elektronen aus einer stark vereinfachten Schrödingergleichung bestimmt werden. Auch diese beiden Modelle sind ihrer Art nach 1-Teilchen-Näherungen.

Erklärung grundlegender Atomeigenschaften

Die Elektronen der Atomhülle sind aufgrund ihrer negativen Ladung durch elektrostatische Anziehung an den positiven Atomkern gebunden. Anschaulich gesprochen bilden sie eine Art Elektronenwolke mit unscharfem Rand. Bei neutralen Atomen besteht die Hülle aus der gleichen Anzahl Elektronen wie die Anzahl Protonen im Kern, während die Anzahl der Neutronen für die Eigenschaften der Hülle praktisch keine Rolle spielt. Die Hülle ist etwa 10.000 bis 100.000 Mal größer als der Kern. Zur Atommasse trägt sie nur maximal 0,05 % bei und sie ist für energiereiche freie Teilchen (z. B. bei Energien ab ca. einigen hundert Elektronenvolt (eV) für Photonen der Röntgenstrahlung oder Elektronen und Alphateilchen der radioaktiven Strahlung) weitgehend durchlässig. Daher wird das Atom zuweilen als „weitgehend leer“ beschrieben.

Für Teilchenstrahlen geringer Energie, etwa Elektronenstrahlen im Bereich bis zu einigen 10 eV, ist die Hülle aber praktisch undurchdringlich. In diesem Bereich liegen auch die kinetische Energie und die Bindungsenergie der Elektronen im äußeren Teil der Hülle. Daher erfahren zwei Atome immer eine starke Abstoßungskraft, wenn sie sich so weit annähern, dass sich ihre Hüllen merklich überschneiden würden. Der Bereich der kinetischen Energien ganzer Atome und Moleküle, wie sie unter normalen Bedingungen auf der Erde vorkommen, liegt noch deutlich darunter. Z. B. beträgt die thermische Energie k_\mathrm B \cdot T (k_\mathrm B Boltzmannkonstante, T absolute Temperatur), die für die Größenordnung dieses Energiebereichs typisch ist, bei Raumtemperatur nur ungefähr 0,025 eV. Unter diesen Bedingungen ist die Atomhülle daher erstens stabil, weil ihr keine Elektronen entrissen werden, und zweitens undurchdringlich, weil sie sich nicht merklich mit den Hüllen anderer Atome überschneidet. Damit wird das Atom zum universellen Baustein der alltäglichen makroskopischen Materie. Seine, wenn auch nicht ganz scharf definierte, Größe verdankt es der gegenseitigen Undurchdringlichkeit der Hüllen.

Wenn sich die Hüllen zweier Atome aber nur geringfügig mit ihren äußeren Randbereichen überschneiden, kann zwischen ihnen eine anziehende Kraft entstehen. Sie ist die Ursache für die Entstehung von stabilen Molekülen, also den kleinsten Teilchen einer chemischen Verbindung. Bedingung ist, dass insgesamt ein Gewinn an Bindungsenergie damit einhergeht, dass ein oder zwei Elektronen von einer Hülle ganz oder mit gewisser Wahrscheinlichkeit zu der anderen Hülle überwechseln oder an beiden Hüllen beteiligt sind. Das ist nur bei genau passendem Aufbau beider Hüllen gegeben. Daher treten chemische Bindungen nur bei entsprechend geeigneten Kombinationen von Atomen auf.

Bei größeren Abständen, etwa bei einigen Atomdurchmessern, ziehen sich hingegen Atome aller Arten gegenseitig schwach an, unabhängig von der Möglichkeit, eine chemische Bindung einzugehen. Diese Van-der-Waals-Kräfte bewirken, dass jedes Gas bei genügend niedriger Temperatur zu einer Flüssigkeit oder einem Feststoff kondensiert. Sie sind also für den Wechsel der Aggregatzustände verantwortlich und wirken zwischen den neutralen Atomen bzw. Molekülen, sind aber auch elektrischen Ursprungs. Sie werden dadurch erklärt, dass sich zwei Atome durch leichte räumliche Verschiebung ihrer Elektronenwolken gegenseitig elektrische Dipolmomente induzieren, die einander elektrostatisch anziehen.

Weitere Entdeckungen

Der Chemiker Otto Hahn, ein Schüler Rutherfords, versuchte im Jahr 1938, durch Einfang von Neutronen an Urankernen Atome mit größerer Masse und daraus Transurane herzustellen, wie das bei leichteren Elementen seit Jahren gelungen war. Fritz Straßmann wies jedoch überraschenderweise nach, dass dabei das viel leichtere Barium entstanden war. Die Physiker Lise Meitner und Otto Frisch konnten den Vorgang als Kernspaltung identifizieren, indem sie mittels einer Ionisationskammer die hochenergetischen Spaltprodukte nachwiesen.[31][32]

Ab den 1950er Jahren konnten Atome durch die Entwicklung verbesserter Teilchenbeschleuniger und Teilchendetektoren beim Beschuss mit Teilchen sehr hoher Energie untersucht werden.[33] Ende der 1960er Jahre zeigte sich in der „tiefinelastischen Streuung“ von Elektronen an Atomkernen, dass auch Neutronen und Protonen keine unteilbaren Einheiten sind, sondern aus Quarks zusammengesetzt sind.[34]

1951 entwickelte Erwin Müller das Feldionenmikroskop und konnte damit von einer Nadelspitze erstmals ein Abbild erzeugen, das auf direkte Weise so stark vergrößert war, dass einzelne Atome darin sichtbar wurden (wenn auch nur als verschwommene Flecken). 1953 entwickelte Wolfgang Paul die magnetische Ionenfalle (Paulfalle), in der einzelne Ionen gespeichert und mit immer höherer Genauigkeit untersucht werden konnten. 1985 entwickelte eine Arbeitsgruppe um Steven Chu ein Verfahren, die Temperatur einer Ansammlung von Atomen mittels Laserstrahlung stark zu verringern. Im selben Jahr gelang es einer Gruppe um William D. Phillips, neutrale Natriumatome in einer magneto-optischen Falle einzuschließen. Durch Kombination dieser Verfahren mit einer Methode, die den Dopplereffekt nutzt, gelang es einer Arbeitsgruppe um Claude Cohen-Tannoudji, geringe Mengen von Atomen auf Temperaturen von einigen Mikrokelvin zu kühlen. Mit diesem Verfahren können Atome mit höchster Genauigkeit untersucht[35] werden; außerdem ermöglichte es auch die experimentelle Realisierung der Bose-Einstein-Kondensation.[36]

Anfang der 1980er Jahre wurde von Gerd Binnig und Heinrich Rohrer das Rastertunnelmikroskop entwickelt, in dem eine Nadelspitze eine Oberfläche mittels des Tunneleffekts so fein abtastet, dass einzelne Atome sichtbar werden.[37][38] Damit wurde es auch möglich, Atome einzeln an bestimmte Plätze zu setzen. In den 1990er Jahren konnten Serge Haroche und David Wineland in Experimenten die Wechselwirkung eines einzelnen Atoms mit einem einzelnen Photon erfolgreich untersuchen. In den 2000er Jahren wurde die Handhabbarkeit einzelner Atome unter anderem genutzt, um einen Transistor aus nur einem Metallatom mit organischen Liganden herzustellen.[39]

Viele dieser Entdeckungen wurden mit dem Nobelpreis (Physik und Chemie) ausgezeichnet.

Klassifizierung

Elemente und Isotope

Periodensystem
Nuklidkarte

Grundsätzlich unterscheidet man verschiedene Atomsorten, unabhängig vom jeweiligen Zustand der Atomhülle, nach dem Aufbau des Atomkerns. Kennzahlen sind die Protonenzahl (Ordnungszahl, Kernladungszahl) Z, die Neutronenzahl N, und die daraus gebildete Massenzahl A=Z+N. Abhängig von der Protonenzahl gehören die Atome zu einem der 118 bekannten chemischen Elemente, von Wasserstoff mit Z=1 bis Ununoctium mit Z=118. Davon sind 90 in natürlichen Vorkommen entdeckt worden, 28 nach künstlicher Herstellung durch Kernreaktionen. Die Ordnung der Elemente wird im Periodensystem – wichtig für die Chemie – graphisch veranschaulicht. In dieser Tabelle sind die Elemente zeilenweise von links nach rechts gemäß ihrer Ordnungszahl angeordnet. Die chemischen Eigenschaften der Elemente hängen mit der Elektronenbesetzung der Orbitale zusammen. Die Spaltenposition bzw. Periode wird so gewählt, dass Elemente mit ähnlichen chemischen Eigenschaften in einer Spalte untereinander stehen. Die Elemente einer Spalte bilden eine Gruppe des Periodensystems.

Atome eines Elements, die sich in der Neutronenzahl unterscheiden, heißen die Isotope des Elements. Es existieren etwa 2800 verschiedene Isotope der 118 Elemente, wovon 2500 künstlich erzeugt wurden. Aus historischen und praktischen Gründen werden die Isotope fast immer nach der Ordnungszahl und der Massenzahl bezeichnet und tabelliert. Das Symbol für ein bestimmtes Isotop hat die Form ^A_Z \mathrm{X}, ^A\mathrm{X} oder X-A (Beispiele: ^{12}_{\, 6}\mathrm{C}, ^{58}\mathrm{Fe}, Pb-208). Die explizite Angabe der Ordnungszahl Z ist überflüssig, wenn ein Elementsymbol wie H, He, Li … eingesetzt wird und diese damit feststeht. Wenn nicht nur von ein und demselben Element die Rede ist, nennt man die Isotope ganz allgemein auch Nuklide. Die Nuklidkarte oder Isotopenkarte – wichtig für die Kernphysik und ihre Anwendungen – ist eine Tabelle, in der jedes Isotop einen eigenen Platz erhält. Dazu wird auf einer Achse die Anzahl der Protonen, auf der anderen die der Neutronen aufgetragen. Häufig wird bei instabilen Isotopen die Art der Umwandlung oder die Größenordnung der Halbwertszeit durch bestimmte Farben dargestellt.

Stabile und instabile (radioaktive) Atome

Der Atomkern eines Nuklids ^A_Z\mathrm{X} kann im energetischen Grundzustand und in verschiedenen Anregungszuständen vorliegen. Wenn darunter relativ langlebige, sogenannte metastabile Zustände sind, werden diese als Isomere bezeichnet und als eigene Nuklide gezählt (Symbol ^A_Z\mathrm X^m, ^A_Z\mathrm X^* o.ä.). Nach dieser Definition sind mit dem Stand von 2003 insgesamt etwa 3200 Nuklide bekannt.[40]

In der Kernphysik werden Nuklide mit unterschiedlichen Protonenzahlen, aber gleicher Massenzahl A als Isobare bezeichnet. Seltener werden unter dem Namen Isotone Nuklide mit verschiedenen Protonenzahlen, aber gleicher Neutronenzahl zusammengefasst.

Nur etwa 250 Isotope von 80 Elementen haben einen stabilen Kern. Alle anderen Atome sind instabil und wandeln sich über kurz oder lang in Atome eines stabilen Isotops um. Da sie dabei im Allgemeinen ionisierende Strahlung aussenden, heißen sie auch Radioisotope oder Radionuklide. Auf der Erde wurden in den natürlichen Vorkommen neben allen 250 stabilen Isotopen 30 Radioisotope gefunden, die sich auf 10 radioaktive Elemente verteilen und die natürliche Radioaktivität verursachen.[41] Viele weitere kurzlebige Isotope existieren im Inneren von Sternen, insbesondere während der Supernova-Phase.

Seltene und theoretische Formen

Als Rydberg-Atom wird ein Atom bezeichnet, in dem ein Elektron in einem so hohen Energiezustand angeregt ist, dass es den Atomkern, teilweise auch den gesamten Atomrumpf, bestehend aus dem Atomkern und den restlichen Elektronen, in weitem Abstand umkreist und sein Verhalten damit dem eines klassischen Teilchens ähnelt. Rydberg-Atome können über 100.000 mal größer sein als nicht angeregte Atome. Da sie extrem empfindlich auf äußere Felder reagieren, kann man mit ihnen z. B. die Wechselwirkung mit einem einzelnen Photon im Detail untersuchen. Sind zwei oder mehr Elektronen in solchen Zuständen angeregt, spricht man von planetarischen Atomen.

Im teils übertragenen Sinn werden als exotische Atome auch solche Systeme bezeichnet, die in physikalischer Hinsicht gewisse Ähnlichkeiten zu den gewöhnlichen Atomen aufweisen. In ihnen kann z. B. eines der Protonen, Neutronen oder Elektronen durch ein anderes Teilchen derselben Ladung ersetzt worden sein. Wird etwa ein Elektron durch ein schwereres Myon ersetzt, bildet sich ein myonisches Atom.[42][43][44] Als Positronium wird ein exotisches Atom bezeichnet, in dem ein Elektron statt an ein Proton an ein Positron, das ist das positiv geladene Antiteilchen des Elektrons, gebunden ist. Auch Atome, die gänzlich aus Antiteilchen zur normalen Materie aufgebaut sind, sind möglich. So wurden erstmals 1996 am CERN in Genf Antiwasserstoffatome künstlich hergestellt und nachgewiesen.[45][46][47] An solchen exotischen Atomen lassen sich unter anderem fundamentale physikalische Theorien überprüfen.

Des Weiteren wird der Name Atom manchmal auch für 2-Teilchen-Systeme verwendet, die nicht durch elektromagnetische Wechselwirkung zusammengehalten werden, sondern durch die starke Wechselwirkung. Bei einem solchen Quarkonium handelt es sich um ein kurzlebiges Elementarteilchen vom Typ Meson, das aus einem Quark und seinem Antiteilchen aufgebaut ist. Ein Quarkonium-Atom lässt sich in seinen verschiedenen metastabilen Zuständen so durch Quantenzahlen klassifizieren wie das Wasserstoffatom.

Entstehung

Etwa eine Sekunde nach dem Urknall kamen die ständigen Umwandlungen zwischen den Elementarteilchen zur Ruhe, übrig blieben Elektronen, Protonen und Neutronen. In den darauf folgenden drei Minuten verbanden sich in der primordialen Nukleosynthese die vorhandenen Neutronen mit Protonen zu den einfachsten Kernen: Deuterium, Helium, in geringerem Umfang auch Lithium und möglicherweise in noch kleineren Mengen Beryllium und Bor. Die übrigen Protonen (86 %) blieben erhalten.[48] Die ersten neutralen Atome mit dauerhaft gebundenen Elektronen wurden erst 380.000 Jahre nach dem Urknall in der Rekombinationsphase gebildet, als das Universum durch Expansion so weit abgekühlt war, dass die Atome nicht sogleich wieder ionisiert wurden.[49]

Die Kerne aller schwereren Atome wurden und werden durch verschiedene Prozesse der Kernfusion erzeugt. Am wichtigsten ist die stellare Nukleosynthese, durch die in Sternen zunächst Helium, anschließend auch die schwereren Elemente bis zum Eisen gebildet werden. Elemente mit höheren Kernladungszahlen als Eisen entstehen in explosionsartigen Vorgängen wie im r-Prozess in Supernovae und im s-Prozess in AGB-Sternen, die kurz vor dem Ende ihrer Lebensdauer sind.

Kleine Mengen verschiedener Elemente und Isotope werden auch dadurch gebildet, dass schwere Kerne wieder geteilt werden. Das geschieht durch radioaktive Zerfälle (siehe Zerfallsreihe), die u. a. für einen Teil des Vorkommens von Helium und Blei verantwortlich sind, und Spallationen, die für die Entstehung von Lithium, Beryllium und Bor wichtig sind.[50]

Vorkommen und Verteilung

Häufigkeiten von Elementen im Universum (logarithmische Skala)

Im beobachtbaren Universum liegen die Atome mit einer mittleren Dichte von 0,25 Atome/m³ vor. Nach dem Urknallmodell (Lambda-CDM-Modell) bilden sie etwa 4,9 % der gesamten Energiedichte. Der Rest, dessen Natur noch weitgehend unklar ist, setzt sich aus etwa 27 % dunkler Materie und 68 % dunkler Energie zusammen,[51] sowie kleinen Beiträgen von Neutrinos und elektromagnetischer Strahlung.[52] Innerhalb einer Galaxie wie der Milchstraße ist die Dichte der Atome viel höher, zwischen 104 und 1011 Atome/m³ im interstellaren Medium (ISM).[53] Die Sonne befindet sich in der weitgehend staubfreien lokalen Blase, daher ist die Dichte in der Umgebung des Sonnensystems nur etwa 10³ Atome/m³.[54] In festen Himmelskörpern wie der Erde beträgt die Atomdichte etwa 1029 Atome/m³.

In der Verteilung der unterschiedlichen Elemente dominiert im Universum Wasserstoff mit rund 75 % der Masse, danach folgt Helium mit etwa 25 %. Alle schwereren Elemente sind viel seltener und machen nur einen kleinen Teil der im Universum vorhandenen Atome aus. Ihre Häufigkeiten werden von den verschiedenen Mechanismen der Nukleosynthese bestimmt.[55]

Im Sonnensystem sind Wasserstoff und Helium vorwiegend in der Sonne und den Gasplaneten enthalten. Dagegen überwiegen auf der Erde die schweren Elemente. Die häufigsten Elemente sind hier Sauerstoff, Eisen, Silicium und Magnesium. Der Erdkern besteht vorwiegend aus Eisen, während in der Erdkruste Sauerstoff und Silicium vorherrschen.

Bestandteile des Atoms

Die beiden Hauptbestandteile eines Atoms sind der Atomkern und die Atomhülle. Die Hülle besteht aus Elektronen. Sie trägt weniger als 0,05 % zur Masse des Atoms bei, bestimmt aber seine Größe und sein Verhalten gegenüber anderen Atomen, wenn sie einander nahe kommen. Der Kern besteht aus Protonen und Neutronen, ist im Durchmesser zehn- bis hunderttausendmal kleiner als die Hülle, enthält aber mehr als 99,95 % der Masse des Atoms.

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 Protonen und Neutronen, zusammen auch als Nukleonen bezeichnet, sind aneinander gebundenen und bilden den Atomkern. Die Nukleonen zählen zu den Hadronen. Das Proton ist positiv geladen, das Neutron ist elektrisch neutral. Proton und Neutron haben einen Durchmesser von etwa 1,6 fm (Femtometer) und sind selber keine Elementarteilchen, sondern nach dem Standardmodell der Elementarteilchenphysik aus den punktförmigen Quarks aufgebaut. Jeweils drei Quarks binden sich durch die starke Wechselwirkung, die durch Gluonen vermittelt wird, zu einem Nukleon. Die starke Wechselwirkung ist darüber hinaus für den Zusammenhalt der Nukleonen im Atomkern verantwortlich, insbesondere ist die Anziehung bis zu etwa 2,5 fm Abstand deutlich stärker als die gegenseitige elektrische Abstoßung der Protonen.[56] Unterhalb von etwa 1,6 fm wird die starke Wechselwirkung der Hadronen jedoch stark abstoßend. Anschaulich gesprochen verhalten sich die Nukleonen im Kern also etwa wie harte Kugeln, die aneinander haften. Daher steigt das Volumen des Kerns proportional zur Nukleonenzahl (Massenzahl) A. Sein Radius beträgt etwa 1{,}07 \sqrt[3]{A} fm.[57]

Der leichteste Atomkern besteht aus nur einem Proton. Mehrere Protonen stoßen sich zwar gemäß der Elektrostatik ab, können zusammen mit einer geeigneten Anzahl von Neutronen aber ein stabiles System bilden. Doch schon bei kleinen Abweichungen von dem energetisch günstigsten Zahlenverhältnis ist der Kern instabil und wandelt sich spontan um, indem aus einem Neutron ein Proton wird oder umgekehrt und die frei werdende Energie und Ladung als Betastrahlung abgegeben wird. Kerne mit bis zu etwa 20 Protonen sind nur bei annähernd gleich großer Neutronenzahl stabil. Darüber steigt in den stabilen Atomkernen das Verhältnis von Neutronen zu Protonen von 1:1 bis auf etwa 1,5:1, weil bei größeren Protonenzahlen wegen ihrer elektrostatischen Abstoßung die Anzahl der Neutronen schneller anwachsen muss als die der Protonen (Details siehe Tröpfchenmodell). Die Bindungsenergie liegt in stabilen Kernen (abgesehen von den leichtesten) oberhalb von 7 MeV pro Nukleon (siehe Abbildung) und übertrifft damit die Bindungsenergie der äußeren Elektronen der Atomhülle oder die chemische Bindungsenergie in stabilen Molekülen um das ca. 106-fache. Kerne mit bestimmten Nukleonenzahlen, die als Magische Zahl bezeichnet werden, beispielsweise Helium-4, Sauerstoff-16 oder Blei-208, sind besonders stabil, was mit dem Schalenmodell des Atomkerns erklärt werden kann.

Oberhalb einer Zahl von 82 Protonen (also jenseits von Blei) sind alle Kerne instabil. Sie wandeln sich durch Ausstoßen eines Kerns He-4 in leichtere Kerne um (Alphastrahlung). Dies wiederholt sich, zusammen mit Betastrahlung, so lange, bis ein stabiler Kern erreicht ist; mehrere Zerfallsstufen bilden eine Zerfallsreihe. Auch zu den Protonenzahlen 43 (Technetium) und 61 (Promethium) existiert kein stabiler Kern. Daher kann es insgesamt nur 80 verschiedene stabile chemische Elemente geben, alle weiteren sind radioaktiv. Sie kommen auf der Erde nur dann natürlich vor, wenn sie selber oder eine ihrer Muttersubstanzen eine genügend lange Halbwertzeit haben.

Masse

Da der Großteil der Atommasse von den Neutronen und Protonen stammt und diese etwa gleich schwer sind, wird die Gesamtzahl dieser Teilchen in einem Atom als Massenzahl bezeichnet. Die genaue Masse eines Atoms wird oft in der atomaren Masseneinheit u angegeben; ihr Zahlenwert ist dann etwa gleich der Massenzahl. Kleinere Abweichungen entstehen durch den Massendefekt in Atomkernen. Die atomare Masseneinheit ist so definiert, dass ein Atom des Kohlenstoffisotops 12C genau die Masse 12 u besitzt. Genähert gilt 1 u = 1,66 · 10−27 kg.[58] Ein Atom des leichtesten Wasserstoffisotops hat eine Masse von 1,007825 u. Das schwerste stabile Nuklid ist das Bleiisotop 208Pb mit einer Masse von 207,9766521 u.[59]

Da makroskopische Stoffmengen so viele Atome enthalten, dass die Angabe ihrer Anzahl als natürliche Zahl unhandlich wäre, erhielt die Stoffmenge eine eigene Einheit, das Mol. Ein Mol sind etwa 6,022 · 1023 Atome (oder auch Moleküle oder andere Teilchen; die betrachtete Teilchenart muss immer mitgenannt werden). Die Masse von 1 Mol Atomen der Atommasse X u ist daher genau X g.[58] Daher ist es in der Chemie üblich, Atommassen statt in u auch indirekt in g/mol anzugeben.

Bildung und Zerfall

In welcher Art ein instabiler Atomkern zerfällt, ist für das jeweilige Radionuklid typisch. Bei manchen Nukliden können die (untereinander völlig gleichen) Kerne auch auf verschiedene Arten zerfallen, so dass mehrere Zerfallskanäle mit bestimmten Anteilen beteiligt sind. Die wichtigsten radioaktiven Zerfälle sind

Die Energien der Strahlungen sind für das jeweilige Nuklid charakteristisch, ebenso wie die Halbwertszeit, die angibt, wie lange es dauert, bis die Hälfte einer Probe des Nuklids zerfallen ist.

Durch Anlagerung eines Neutrons kann sich ein Kern in das nächstschwerere Isotop desselben Elements verwandeln. Durch den Beschuss mit Neutronen oder anderen Atomkernen kann ein großer Atomkern in mehrere kleinere Kerne gespalten werden. Einige schwere Nuklide können sich auch ohne äußere Einwirkung spontan spalten.

Illustration einer Kernfusion. Zwei Protonen (oben) reagieren zu einem Deuteriumkern aus einem Proton und einem Neutron. 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 nahe 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. Die Kernfusion ist bei Nukliden bis zum Nickel-62 eine exotherme Reaktion, so dass sie im Großen selbsterhaltend ablaufen kann. Sie ist die Energiequelle der Sterne. Bei Atomkernen jenseits des Nickels nimmt die Bindungsenergie pro Nukleon ab; die Fusion schwererer Atomkerne ist daher endotherm und damit kein selbsterhaltender Prozess. Die Kernfusion in Sternen kommt daher zum Erliegen, wenn die leichten Atomkerne aufgebraucht sind.[60]

Atomhülle

Aufbau und Bindungsenergie

Die Atomhülle besteht aus Elektronen, die aufgrund ihrer negativen Ladung an den positiven Atomkern gebunden sind. Sie wird oft auch als Elektronenhülle bezeichnet. Bei einem neutralen Atom beträgt die durchschnittliche Bindungsenergie der Z Elektronen der Hülle etwa 13,6\; Z^{4/3}\;[1+\tfrac12 (1-Z^{-1/3})^2] eV.[61] Sie nimmt daher mit steigender Teilchenzahl erheblich zu, im Gegensatz zur durchschnittlichen Bindungsenergie pro Nukleon im Kern. Zur Erklärung wird angeführt, dass zwischen Nukleonen nur Bindungskräfte kurzer Reichweite wirken, die kaum über die benachbarten Teilchen hinausreichen, während die Hülle durch die elektrostatische Anziehungskraft gebunden ist, die als langreichweitige Wechselwirkung mit größerem Abstand vom Kern vergleichsweise schwach abnimmt.

Abgesehen von der Masse, die zu über 99,95 % im Atomkern konzentriert ist, ist die Atomhülle für praktisch alle äußeren Eigenschaften des Atoms verantwortlich. Der Begriff Atommodell bezieht sich daher im engeren Sinn meist nur auf die Hülle (siehe Liste der Atommodelle). Ein einfaches Atommodell ist das Schalenmodell, nach dem die Elektronen sich in bestimmten Schalen um den Kern anordnen, in denen jeweils für eine bestimmte Anzahl Elektronen Platz ist. Allerdings haben diese Schalen weder einen bestimmten Radius noch eine bestimmte Dicke, sondern überlappen und durchdringen einander teilweise.

Wesentliche Eigenschaften der Hülle sind oben unter Quantenmechanische Atommodelle und Erklärung grundlegender Atomeigenschaften dargestellt. In den nachfolgenden Abschnitten folgen weitere Details.

Interpretation grundlegender Atomeigenschaften im Rahmen des Schalenmodells

Die Atomhülle bestimmt die Stärke und Abstandsabhängigkeit der Kräfte zwischen zwei Atomen. Im Abstandsbereich mehrerer Atomdurchmesser polarisieren sich die gesamten Atomhüllen wechselseitig, sodass durch elektrostatische Anziehung anziehende Kräfte, die Van-der-Waals-Kräfte, entstehen. Sie bewirken vor allem die Kondensation der Gase zu Flüssigkeiten, also einen Wechsel der Aggregatzustände.

Die (näherungsweise) Inkompressibilität der Flüssigkeiten und Festkörper hingegen beruht darauf, dass alle Atome bei starker Annäherung einander stark abstoßen, sobald sich ihre Hüllen im Raum merklich überschneiden und daher verformen müssen. Außer im Fall zweier Wasserstoffatome, die jeweils nur ein Elektron in der Hülle haben, spielt die elektrostatische Abstoßung der beiden Atomkerne dabei nur eine geringe Rolle.

In einem mittleren Abstandsbereich zwischen dem Vorherrschen der schwach anziehenden Van-der-Waals-Kräfte und der starken Abstoßung kommt es zwischen zwei oder mehr zueinander passenden Atomhüllen zu einer besonders starken Anziehung, der chemischen Bindung. Bei Atomen bestimmter Elemente kann diese Anziehung zu einem stabilen Molekül führen, das aus Atomen in zahlenmäßig genau festgelegter Beteiligung und räumlicher Anordnung aufgebaut ist. Die Moleküle sind die kleinsten Stoffeinheiten der chemischen Verbindungen, also der homogenen Materialien in all ihrer Vielfalt. Vermittelt über die Hüllen ihrer Atome ziehen auch Moleküle einander an. Ein fester Körper entsteht, wenn viele Moleküle sich aneinander binden und dabei, weil es energetisch günstig ist, eine feste Anordnung einhalten. Ist diese Anordnung regelmäßig, bildet sich ein Kristallgitter. Infolge dieser Bindung ist der feste Körper nicht nur weitgehend inkompressibel wie eine Flüssigkeit, sondern im Unterschied zu dieser auch auf Zug belastbar und deutlich weniger leicht verformbar. Verbinden sich Atome metallischer Elemente miteinander, ist ihre Anzahl nicht festgelegt und es können sich nach Größe und Gestalt beliebige Körper bilden. Vor allem chemisch reine Metalle zeigen dann meist auch eine große Verformbarkeit. Verbindungen verschiedener Metalle werden Legierung genannt. Die Art der Bindung von Metallatomen erklärt, warum Elektronen sich fast frei durch das Kristallgitter bewegen können, was die große elektrische Leitfähigkeit und Wärmeleitfähigkeit der Metalle verursacht. Zusammengefasst ergeben sich aus der Wechselwirkung der Atomhüllen miteinander die mechanische Stabilität und viele weitere Eigenschaften der makroskopischen Materialien.

Aufgrund des unscharfen Randes der Atomhülle liegt die Größe der Atome nicht eindeutig fest. Die als Atomradien tabellierten Werte sind aus der Bindungslänge gewonnen, das ist der energetisch günstigste Abstand zwischen den Atomkernen in einer chemischen Bindung. 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 der Elemente gilt allgemein, dass innerhalb einer Periode, also einer Zeile des Systems, eine bestimmte Schale aufgefüllt wird. Von links nach rechts nimmt die Größe der Atome dabei ab, weil die Kernladung anwächst und daher alle Schalen stärker angezogen werden. Wenn eine bestimmte Schale mit den stark gebundenen Elektronen gefüllt ist, gehört das Atom zu den Edelgasen. Mit dem nächsten Elektron beginnt die Besetzung der Schale mit nächstgrößerer Energie, was mit einem größeren Radius verbunden ist. Innerhalb einer Gruppe, also einer Spalte des Periodensystems, nimmt die Größe daher von oben nach unten zu. Dementsprechend ist das kleinste Atom das Heliumatom am Ende der ersten Periode mit einem Radius von 32 pm, während eines der größten Atome das Caesiumatom ist, das erste Atom der 5. Periode. Es hat einen Radius von 225 pm.[62]

Erklärung der Atomeigenschaften im Rahmen des Orbitalmodells

Hauptartikel: Orbitalmodell

Die dem Schalenmodell zugrundeliegenden Elektronenschalen ergeben sich durch die Quantisierung der Elektronenenergien im Kraftfeld des Atomkerns nach den Regeln der Quantenmechanik. Um den Kern herum bilden sich verschiedene Atomorbitale, das sind unscharf begrenzte Wahrscheinlichkeitsverteilungen für mögliche räumliche Zustände der Elektronen. Jedes Orbital kann aufgrund des Pauli-Prinzips mit maximal zwei Elektronen besetzt werden, dem Elektronenpaar. Die Orbitale, die unter Vernachlässigung der gegenseitigen Abstoßung der Elektronen und der Feinstruktur theoretisch die gleiche Energie hätten, bilden eine Schale. Die Schalen werden mit der Hauptquantenzahl durchnummeriert oder fortlaufend mit den Buchstaben K, L, M,… bezeichnet. Genauere Messungen zeigen, dass ab der zweiten Schale nicht alle Elektronen einer Schale die gleiche Energie besitzen. Falls erforderlich, wird durch die Nebenquantenzahl oder Drehimpulsquantenzahl eine bestimmte Unterschale identifiziert.

Sind die Orbitale, angefangen vom energetisch niedrigsten, so weit mit Elektronen besetzt, dass die gesamte Elektronenzahl gleich der Protonenzahl des Kerns ist, ist das Atom neutral und befindet sich im Grundzustand. Werden in einem Atom ein oder mehrere Elektronen in energetisch höherliegende Orbitale versetzt, ist das Atom in einem angeregten Zustand. Die Energien der angeregten Zustände haben für jedes Atom wohlbestimmte Werte, die sein Termschema bilden. Ein angeregtes Atom kann seine Überschussenergie abgeben durch Stöße mit anderen Atomen, durch Emission eines der Elektronen (Auger-Effekt) oder durch Emission eines Photons, also durch Erzeugung von Licht oder Röntgenstrahlung. Bei sehr hoher Temperatur oder in Gasentladungen können die Atome durch Stöße Elektronen verlieren (siehe Ionisationsenergie), es entsteht ein Plasma, so z. B. in einer heißen Flamme oder in einem Stern.

Absorptionslinien im Spektrum der Sonne. Aus dem eingestrahlten Licht, das ein kontinuierliches Spektrum aufweist, wird bei bestimmten Wellenlängen Strahlung absorbiert, was die schwarzen Linien hervorruft.

Da die Energien der Quanten der emittierten Strahlung je nach Atom bzw. Molekül und den beteiligten Zuständen verschieden sind, lässt sich durch Spektroskopie dieser Strahlung die Quelle im Allgemeinen eindeutig identifizieren. Beispielsweise zeigen die einzelnen Atome ihr elementspezifisches optisches Linienspektrum. Bekannt ist etwa die Natrium-D-Linie, eine Doppellinie im gelben Spektralbereich bei 588,99 nm und 589,59 nm,[63] die auch in nebenstehender Abbildung mit D-1 bezeichnet wird. Ihr Aufleuchten zeigt die Anwesenheit von angeregten Natrium-Atomen an, sei es auf der Sonne oder über der Herdflamme bei Anwesenheit von Natrium oder seinen Salzen. Da diese Strahlung einem Atom auch durch Absorption dieselbe Energie zuführen kann, lassen sich die Spektrallinien der Elemente sowohl in Absorptions- als auch in Emissionsspektren beobachten. Diese Spektrallinien lassen sich auch verwenden, um Frequenzen sehr präzise zu vermessen, beispielsweise für Atomuhren.

Obwohl Elektronen sich untereinander elektrostatisch abstoßen, können zusätzlich bis zu zwei weitere Elektronen gebunden werden, wenn es bei der höchsten vorkommenden Elektronenenergie noch Orbitale mit weiteren freien Plätzen gibt (siehe Elektronenaffinität). Chemische Reaktionen, d. h. die Verbindung mehrerer Atome zu einem Molekül oder sehr vieler Atome zu einem Festkörper, werden dadurch erklärt, dass ein oder zwei Elektronen aus einem der äußeren Orbitale eines Atoms (Valenzelektronen) unter Energiegewinn auf einen freien Platz in einem Orbital eines benachbarten Atoms ganz hinüberwechseln (Ionenbindung) oder sich mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit dort aufhalten (kovalente Bindung durch ein bindendes Elektronenpaar). Dabei bestimmt die Elektronegativität der Elemente, bei welchem Atom sich die Elektronen wahrscheinlicher aufhalten. In der Regel werden chemische Bindungen so gebildet, dass die Atome die Elektronenkonfiguration eines Edelgases erhalten (Edelgasregel). Für das chemische Verhalten des Atoms sind also Form und Besetzung seiner Orbitale entscheidend. Da diese allein von der Protonenzahl bestimmt werden, zeigen alle Atome mit gleicher Protonenzahl, also die Isotope eines Elements, nahezu das gleiche chemische Verhalten.

Nähern sich zwei Atome über die chemische Bindung hinaus noch stärker an, müssen die Elektronen eines Atoms wegen des Pauli-Prinzips auf freie, aber energetisch ungünstige Orbitale des anderen Atoms ausweichen, was einen erhöhten Energiebedarf und damit eine abstoßende Kraft nach sich zieht.

Wechselwirkung zwischen Kern und Hülle

Mit großer Genauigkeit wird die Wechselwirkung zwischen Kern und Hülle schon durch den einfachen Ansatz beschrieben, in dem der Kern eine punktförmige Quelle eines elektrostatischen Felds nach dem Coulomb-Gesetz darstellt. Alle genannten Atommodelle beruhen hierauf. Aufgrund zusätzlicher Effekte, die in erweiterten Modellen behandelt werden, sind nur extrem kleine Korrekturen nötig, die unter dem Namen Hyperfeinstruktur zusammengefasst werden. Zu berücksichtigen sind hier drei Effekte: erstens die endliche Ausdehnung, die jeder Kern besitzt, zweitens eine magnetische Dipolwechselwirkung, wenn sowohl Kern als auch Hülle eine Drehimpulsquantenzahl von mindestens 1/2 haben, und drittens eine elektrische Quadrupolwechselwirkung, wenn beide Drehimpulsquantenzahlen mindestens 1 sind.

Die endliche Ausdehnung des Kerns – verglichen mit einer theoretischen Punktladung – bewirkt eine schwächere Anziehung derjenigen Elektronen, deren Aufenthaltswahrscheinlichkeit bis in den Kern hineinreicht. Betroffen sind nur s-Orbitale (Bahndrehimpuls Null). Bei Atomen mittlerer Ordnungszahl liegt die Korrektur in der Größenordnung von 1 %. Die magnetischen Dipol- bzw. elektrischen Quadrupol-Momente von Hülle und Kern bewirken eine Kopplung mit der Folge, dass die Gesamtenergie eines freien Atoms je nach Quantenzahl seines Gesamtdrehimpulses äußerst geringfügig aufgespalten ist. Im H-Atom beträgt die Aufspaltung etwa 10–6 der Bindungsenergie des Elektrons (siehe 21-cm-Linie). Anschaulich gesprochen hängt die Energie davon ab, in welchem Winkel die Achsen des magnetischen Dipolmoments bzw. elektrischen Quadrupolmoments von Kern und Hülle zueinander stehen.

Auch bei Atomen in Flüssigkeiten und Festkörpern treten diese Wechselwirkungen in entsprechend modifizierter Form auf. Trotz der Kleinheit der dadurch verursachten Effekte haben sie eine große Rolle in der Atom- und Kernforschung gespielt und sind in besonderen Fällen auch bei modernen Anwendungen wichtig.

Beobachtung

Rastertunnelmikroskopisches Bild mit atomarer Auflösung von einer rekonstruierten Goldoberfläche. Das Bild wurde nachträglich koloriert, Atome sind kleiner als die Wellenlänge sichtbaren Lichts und haben dadurch keine Farbe wie makroskopische Objekte.

Seit ihrer Entdeckung wurden viele verschiedene Methoden entwickelt, einzelne Atome zu beobachten.

Das Rastertunnelmikroskop ist ein Gerät, das einzelne Atome an der Oberfläche eines Körpers 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 die Topographie und Elektronenstruktur der Probe ab. Da der Tunnelstrom sehr stark vom Abstand abhängt, ist die laterale Auflösung viel feiner als der Radius der Spitze, manchmal atomar.[37][38]

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 leichte Ionen stärker abgelenkt als schwere. 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 einzelne Atome ihrem chemischen Element zuordnen.[64]

Neben der Beobachtung gibt es auch indirekte Möglichkeiten, Atome zu erkennen. So kann aus Atomspektren die Elementzusammensetzung entfernter Sterne bestimmt werden. Die verschiedenen Elemente lassen sich durch charakteristische Spektrallinien identifizieren, die auf Emission oder Absorption durch Atome des entsprechenden Elements in der Sternatmosphäre zurückgehen. Gasentladungslampen, die dasselbe Element enthalten, zeigen diese Linien als Emissionslinien.[65] Auf diese Weise wurde z. B. 1868 Helium im Spektrum der Sonne nachgewiesen – über 10 Jahre bevor es auf der Erde entdeckt wurde.[66]

Literatur

Weblinks

 Commons: Atoms – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Atom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1.  Leonid I. Ponomarev: The Quantum Dice. 2. Auflage. Inst. of Physics Pub, 1993, ISBN 0-7503-0251-8, S. 14–15.
  2. a b  Jörn Bleck-Neuhaus: Elementare Teilchen. Von den Atomen über das Standard-Modell bis zum Higgs-Boson. 2., überarbeitete Auflage. Springer, Berlin Heidelberg 2013, ISBN 978-3-642-32578-6, ISSN 0937-7433, doi:10.1007/978-3-642-32579-3. Kapitel 1 (Kapitel online, abgerufen am 2. März 2014)
  3.  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.
  4.  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.
  5. Charles Kittel: Einführung in die Festkörperphysik, 7. Auflage 1988, Verlag R. Oldenbourg (München), S. 16
  6. Lavoisier's Elements of Chemistry. In: Elements and Atoms. Le Moyne College, Department of Chemistry, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  7.  Charles Adolphe Wurtz: The Atomic Theory. D. Appleton and company, New York 1881, S. 1–2.
  8.  J. Dalton: A New System of Chemical Philosophy, Part 1. S. Russell, London/Manchester 1808.
  9. F. Dannemann: Die Naturwissenschaften in ihrer Entwicklung und in ihrem Zusammenhange. Bd. 3, Verlag W. Engelmann 1922, S. 198.
  10. Loschmidt: Zur Grösse der Luftmoleküle. In: Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien. Band 52, 1866, Abt. II, S. 395–413.
  11.  Albert Einstein: Eine neue Bestimmung der Moleküldimensionen. Bern 1905 (Online, abgerufen am 25. März 2014).
  12.  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 (Version vom 18. März 2006 im Internet Archive)).
  13.  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.
  14. Y. K. Lee, Kelvin Hoon: Brownian Motion. Imperial College, London, 1995, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  15.  Christian Wiener: Erklärung des atomistischen Wesens des tropfbar flüssigen Körperzustandes und Bestätigung desselben durch die sogenannten Molekularbewegungen. In: Poggendorffs Annalen. 118, 1863, S. 79–94.
  16.  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.
  17. The Nobel Foundation: J.J. Thomson. Nobelprize.org, 1906, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  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 (Scans, abgerufen am 2. März 2014).
  19. Frederick Soddy, The Nobel Prize in Chemistry 1921. Nobel Foundation, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  20. Nagel, Miriam C.: Frederick Soddy: From Alchemy to Isotopes. In: Journal of Chemical Education. 59, Nr. 9, 1982, S. 739–740. doi:10.1021/ed059p739.
  21.  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 2. März 2014).
  22.  Francis W. Aston: The constitution of atmospheric neon. In: Philosophical Magazine. 39, Nr. 6, 1920, S. 449–455.
  23. James Chadwick: Nobel Lecture: The Neutron and Its Properties. Nobel Foundation, 12. Dezember 1935, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  24. David P. Stern: The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA Goddard Space Flight Center. 16. Mai 2005. Abgerufen am 2. März 2014.
  25. Niels Bohr, The Nobel Prize in Physics 1922, Nobel Lecture. The Nobel Foundation, 11. Dezember 1922, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  26.  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.
  27. Walther Kossel: Über Molekülbildung als Frage des Atombaus. Annalen der Physik Bd. 49, 1916, S. 229–362, (abstract)
  28.  Niels Bohr: Atomic structure. In: Nature. 107, 1921, S. 104–107, doi:10.1038/107104a0.
  29. Kevin Brown: The Hydrogen Atom. MathPages, 2007, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  30. David M. Harrison: The Development of Quantum Mechanics. University of Toronto, März 2000, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  31.  Lise Meitner, Otto Robert Frisch: Disintegration of uranium by neutrons: a new type of nuclear reaction. In: Nature. 143, 1939, S. 239.
  32.  Manfred Schroeder: Lise Meitner – Zur 125. Wiederkehr Ihres Geburtstages. (Online, abgerufen am 2. März 2014).
  33. Sven Kullander: Accelerators and Nobel Laureates. The Nobel Foundation, 28. August 2001, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  34. Staff: The Nobel Prize in Physics 1990. The Nobel Foundation, 17. Oktober 1990, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  35.  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 (Abstract).
  36. The Nobel Prize in Physics 1997. Nobel Foundation, 15. Oktober 1997, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  37. a b Marilyn Jacox, J. William Gadzuk: Scanning Tunneling Microscope. National Institute of Standards and Technology, November 1997, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  38. a b The Nobel Prize in Physics 1986. The Nobel Foundation, abgerufen am 11. Januar 2008 (englisch, insbesondere der Nobel-Preis-Vortrag von G. Binnig und H. Rohrer).
  39.  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 (Abstract, abgerufen am 2. März 2014).
  40.  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, abgerufen am 2. März 2014).
  41.  Ulrich Abram, Gernot Frenking: Isotope. In: Römpp Chemie-Lexikon. (Online, abgerufen am 2. März 2014).
  42.  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 2. März 2014).
  43.  Paul Indelicato: Exotic Atoms. In: Physica Scripta. T112, 2004, S. 20–26, doi:10.1238/Physica.Topical.112a00020.
  44.  Barrett H. Ripin: Recent Experiments on Exotic Atoms. American Physical Society, Juli 1998 (Online, abgerufen am 2. März 2014).
  45.  Tom W. Hijmans: Particle physics: Cold antihydrogen. In: Nature. 419, 2002, S. 439–440, doi:10.1038/419439a.
  46. Staff: Researchers 'look inside' antimatter. BBC News, 30. Oktober 2002, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  47. William J. Cromie: A lifetime of trillionths of a second: Scientists explore antimatter. Harvard University Gazette, 16. August 2001, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  48.  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.
  49. Brian Abbott: Microwave (WMAP) All-Sky Survey. Hayden Planetarium, 30. Mai 2007, archiviert vom Original am 5. September 2008, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  50.  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.
  51. Michael Banks: Planck reveals 'almost perfect' universe. 21. März 2013, abgerufen am 20. Januar 2014 (englisch).
  52. Masataka Fukugita, James Peebles: The Cosmic Energy Inventory. 18. August 2004, abgerufen am 20. Januar 2014 (englisch).
  53. Michael Richmond: The Interstellar Medium: Gas. Abgerufen am 12. März 2014.
  54.  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.
  55.  A. G. W. Cameron: Abundances of the elements in the solar system. In: Space Science Reviews. 15, 1970, S. 121–146.
  56.  Jeremy I. Pfeffer: Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press, 2000, ISBN 1-86094-250-4, S. 330–336.
  57.  Tatjana Jevremovic: Nuclear Principles in Engineering. Springer, 2005, ISBN 0-387-23284-2, S. 63.
  58. a b  E.R. Cohen, et al: Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. 3. Auflage. IUPAC & RSC Publishing, 2008, ISBN 978-0-85404-433-7, S. 88, 92.
  59.  G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault: The Ame2003 atomic mass evaluation (II). In: Nuclear Physics. A729, 2003, S. 337–676 (Online, abgerufen am 2. März 2014).
  60.  Wolfgang Demtröder: Experimentalphysik Bd. 4: Kern-,Teilchen- und Astrophysik. 3 Auflage. Springer, 2010, ISBN 978-3-642-01597-7, ISSN 0937-7433, S. 366-367, doi:10.1007/978-3-642-01598-4.
  61.  Julian Schwinger: Thomas-Fermi model: The leading correction. In: Phys. Rev. A. 22, 1980, S. 1827-1832, doi:10.1103/PhysRevA.22.1827.
  62. Mark Winter: Covalent radius. Abgerufen am 12. März 2014 (englisch).
  63. Yu. Ralchenko, A. E. Kramida, J. Reader: NIST Atomic Spectra Database. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD, 2008, abgerufen am 2. März 2014 (Version 5).
  64.  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.
  65. Jim Lochner, Meredith Gibb, Phil Newman: What Do Spectra Tell Us? NASA/Goddard Space Flight Center, 30. April 2007, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
  66. Mark Winter: Helium. WebElements, 2007, abgerufen am 2. März 2014 (englisch).
Dieser Artikel existiert auch als Audiodatei.
Gesprochene Wikipedia Dieser Artikel ist als Audiodatei verfügbar:
Speichern | Informationen | 44:48 min (27,3 MB) Text der gesprochenen Version
Mehr Informationen zur gesprochenen Wikipedia
Dies ist ein als exzellent ausgezeichneter Artikel.
Dieser Artikel wurde am 22. März 2014 in dieser Version in die Liste der exzellenten Artikel aufgenommen.