Bahnen und Energieniveaus

Im Gegensatz zu Planeten, die die Sonne umkreisen, können sich Elektronen nicht in beliebiger Entfernung vom Kern befinden; sie können nur an bestimmten Orten existieren, die als erlaubte Bahnen bezeichnet werden. Diese Eigenschaft, die erstmals 1913 von dem dänischen Physiker Niels Bohr erklärt wurde, ist ein weiteres Ergebnis der Quantenmechanik, insbesondere der Anforderung, dass der Drehimpuls eines Elektrons in einer Umlaufbahn, wie alles andere in der Quantenwelt, in diskreten Bündeln, den sogenannten Quanten, vorliegt.

Im Bohr-Atom können Elektronen nur in erlaubten Bahnen gefunden werden, und diese erlaubten Bahnen haben unterschiedliche Energien. Die Bahnen sind vergleichbar mit einer Treppe, bei der die potentielle Gravitationsenergie für jede Stufe unterschiedlich ist und bei der sich eine Kugel auf jeder Stufe, aber niemals dazwischen befinden kann.

Die Gesetze der Quantenmechanik beschreiben den Prozess, durch den sich Elektronen von einer erlaubten Bahn oder einem Energieniveau zu einer anderen bewegen können. Wie bei vielen Vorgängen in der Quantenwelt ist es unmöglich, diesen Prozess zu visualisieren. Ein Elektron verschwindet aus dem Orbit, in dem es sich befindet, und taucht an seinem neuen Ort wieder auf, ohne dass es jemals an irgendeiner Stelle dazwischen erscheint. Dieser Vorgang wird als Quantensprung bezeichnet und hat keine Entsprechung in der makroskopischen Welt.

Da verschiedene Umlaufbahnen unterschiedliche Energien haben, ist die Energie des Elektrons nach einem Quantensprung eine andere. Wenn zum Beispiel ein Elektron von einem höheren auf ein niedrigeres Energieniveau springt, muss die verlorene Energie irgendwo hingehen und wird vom Atom in Form eines Bündels elektromagnetischer Strahlung abgestrahlt. Dieses Bündel wird als Photon bezeichnet, und diese Emission von Photonen mit einem Wechsel des Energieniveaus ist der Prozess, durch den Atome Licht emittieren. Siehe auch Laser.

Wird einem Atom Energie zugeführt, kann ein Elektron diese Energie nutzen, um einen Quantensprung von einer niedrigeren auf eine höhere Umlaufbahn zu vollziehen. Diese Energie kann auf viele Arten zugeführt werden. Eine gängige Möglichkeit besteht darin, dass das Atom ein Photon mit genau der richtigen Frequenz absorbiert. Wird beispielsweise weißes Licht auf ein Atom gestrahlt, absorbiert es selektiv die Frequenzen, die den Energieunterschieden zwischen den erlaubten Umlaufbahnen entsprechen.

Jedes Element hat eine einzigartige Reihe von Energieniveaus, so dass die Frequenzen, bei denen es Licht absorbiert und aussendet, wie eine Art Fingerabdruck wirken, der das jeweilige Element identifiziert. Diese Eigenschaft der Atome hat zur Spektroskopie geführt, einer Wissenschaft, die sich mit der Identifizierung von Atomen und Molekülen anhand der Art der von ihnen emittierten oder absorbierten Strahlung befasst.

Dieses Bild des Atoms, bei dem sich die Elektronen zwischen erlaubten Bahnen auf und ab bewegen, begleitet von der Absorption oder Emission von Energie, enthält die wesentlichen Merkmale des Bohrschen Atommodells, für das Bohr 1922 den Nobelpreis für Physik erhielt. Sein Basismodell eignet sich jedoch nicht, um die Details der Struktur von Atomen zu erklären, die komplizierter sind als Wasserstoff. Dies erfordert die Einführung der Quantenmechanik. In der Quantenmechanik wird jedes umlaufende Elektron durch einen mathematischen Ausdruck dargestellt, der als Wellenfunktion bekannt ist – so etwas wie eine schwingende Gitarrensaite, die entlang der Bahn des Elektrons ausgelegt ist. Diese Wellenformen werden Orbitale genannt. Siehe auch Quantenmechanik: Bohrs Atomtheorie.