Das Orbitalmodell (II)

Glühende Körper senden beim Erhitzen Strahlung aus, z.B. ein glühender Eisennagel, ein brennendes Magne
siumband. Die Klassische Physik sagte voraus, dass eigentlich mehr blaue und ultraviolette Strahlung emittiert werden sollte als beobachtet wurde. Alle erhitzen Körper sollten nach dieser Auffassung blau aussehen. Diesen Widerspruch zwischen Theorie und Praxis, die sog. Ultraviolettkatastrophe", löste Max Planck 1900 mit einer Erklärung auf, die einen bis dahin gültigen Glaubenssatz der Naturwissenschaften verwarf: Physikalische Größen verändern sich stets kontinuierlich. Planck schlug vor, dass die Energie elektromagnetischer Strahlung nur in klein
sten, sog. diskreten Paketen oder Quanten abgegeben wird. Die Energie eines diskreten Strahlenpakets ist pro
portional der Frequenz der Strahlung. Mit der Einführung einer Konstante wird daraus die Beziehung E = h * mit h = 6,6262*10-34J s (sog. Planck'sches Wirkungsqantum).

Die Quantelung der Energie wurde 1905 von Albert Einstein (1879-1955) mit dem Photoelektrischen Effekt bestätigt: Fällt das Licht einer elektrischen Bogenlampe (Lichtbogen) auf eine frisch geschmirgelte Zinkplatte, die mit einem negativ aufgeladenen Elektroskop verbunden ist, wird das Elektroskop entladen; ist das Elektroskop anfang positiv geladen, findet keine Entladung statt. Technisch wird der photo- oder lichtelektrische Effekt ausgenutzt in Photozellen, die mittels elektronischer Schaltkreise automatisch Türen öffnen.

Isaac Newton (1642-1727) zeigte bereits mit Hilfe eines Prismas, dass sich weißes Licht aus einem Spektrum von vielen Farben zusammensetzt (S. Abb. 3). Wird eine Mischung von Strahlungen aller Wellenlängen durch eine Gasprobe gesendet, erhält man das elektromagnetische Absorptionsspektrum des Gases. Die Linien in diesem Spektrum stellen die Wellenzahlen dar, die z.B. von den H-Atomen absorbiert wurden. Werden dagegen die Atome oder Moleküle eines Stoffes auf hohe Temperaturen erhitzt, emittieren sie Licht bestimmter Frequenzen, senden also ein Emissionsspektrum aus. Vergleicht man das Absorptionsspektrum des Wasserstoffs mit seinem Emissionsspektrum, fallen identische Bereiche auf.

Ein genauerer Blick auf das Emissionsspektrum des Wasserstoffs macht verschiedene Gruppen (Serien) von Linien deutlich, die nach ihren Entdeckern benannt wer
den: Lyman, Balmer, Paschen, Bracket und Pfund. J.J. Balmer, ein schweizer Oberschullehrer, fand bereits 1855 empirisch, dass die Wellenzahlen der Linien in der nach ihm benannten Serie durch die Beziehung = RH (1/4 - 1/n2) mit n=3, 4, 5.. gegeben sind. Die Größe RH ist die später von Rydberg bestimmte Rydberg-Kon
stante von 109 677,581 cm-1.

Der allgemeine Ausdruck dafür, die Rydberg-Gleichung = RH (1/n12 - 1/n22) mit n2>n1 besagt, dass die Wellen
zahl einer Spektrallinie der Differenz zweier Zahlen pro
portional ist, von denen jede umgekehrt proportional zum Quadrat einer ganzen Zahl ist. Das bedeutet, jede im Wasserstoffspektrum gefundene Spektrallinie entspricht der Differenz zweier verschiedener Energie-Ebenen.

Bohr verlieh diesem Energieniveaudiagramm, das zu
nächst nur eine graphische Umsetzung der beobachteten Wasserstoffspektren war, eine tiefere Bedeutung: er schlug vor, dass diese Niveaus die allein möglichen Energiezustände des H-Atoms darstellen sollten:

E 1/n2. Er behauptete ferner, dass ein Atom eine Spek
trallinie emittiert, wenn es von einem Energieniveau in ein anderes mit geringerer Energie übergeht und das die Wellenzahl der emittierten Linie durch die Ener
gieänderung bestimmt wird, die dabei folgt: E = h*c* .