Wir hatten bei der Flammenfärbung (Nachweis von Metall-Ionen) schon gesehen, dass Metalle bzw. Metall-Ionen ganz bestimmte Flammenfarben in der nicht leuchtenden Gasbrennerflamme erzeugen. Erklärt wurde das damit, dass Elektronen beim Erhitzen auf ein höheres Energieniveau "springen", dort aber nur für sehr kurze Zeit verweilen können und dann beim Zurückspringen wieder Energie in Form von Licht abgeben.

In der Gasphase zum Leuchten angeregte Elemente bzw. Ionen erzeugen also Licht ganz bestimmter Wellenlänge. Wird dieses Licht durch ein Prisma geschickt, so kann man vor dunklem Hintergrund eine mehr oder weniger große Anzahl an scharfen, farbigen Linien entdecken, die für das Element typisch sind. Es ist ein sogenanntes Linienspektrum, genauer gesagt, ein Emissionsspektrum entstanden.

Schickt man weißes Sonnenlicht durch ein Prisma, so kann man ein kontinuierliches Farbspektrum mit den schönen Farbbändern sehen, wie bei einem Regenbogen.

Ein Absorptions-Spektrometer ist ein Gerät, bei dem man zwischen der Lichtquelle und dem Prisma eine zu untersuchende Stoffprobe bringt. Diese Stoffprobe absorbiert einen bestimmten Teil des Lichts, man sieht im Spektrum fehlenden Linien, die charakteristisch für den Stoff ist. Es ist ein Absorptionsspektrum entstanden.

Linienspektum eines Wasserstoff-Atoms (oben: Emissionsspektrum, unten: Absorptionsspektrum):

Im Jahre 1885 gelang es BALMER durch mühevolle mathematische Berechnungen eine empirische Formel für die Berechnung der sichtbaren Spektrallinien des Wasserstoffatoms aufzustellen. Sie wurde 1890 von Rydberg in eine praktikable Form gebracht. Dabei stellte sich heraus, das die Energiewerte der Spektrallinien ganzzahlige Vielfache darstellen.

1900 stellte sich MAX PLANCK vor, dass Atome nur Licht eindeutig gegebener Wellenlänge bzw. Frequenz absorbieren und emittieren kann. Er ging davon aus, dass Licht gequantelt sein muss, sich also aus kleinen Energiepaketen zusammensetzt.

Quant (lat. quantum: Menge) sind kleinste, nicht mehr teilbare Werte einer physikalischen Größe (z.B. die Elementarladung und Masse eines Elektrons).

NIELS BOHR nahm 1913 diese Gedanken in seinem Atommodell auf. Es begann die Atomphysik. Die Chemie wurde Teilgebiet der Physik.

1. Postulat
Elektronen dürfen nur auf bestimmten fest definierten Bahnen um den Kern kreisen. Dazwischen können sie nicht existieren.

2. Postulat
Elektronen dürfen auf diesen Bahnen nicht strahlen, da sie die Bahn sonst durch den Energieverlust nicht halten können.

Vereinfachte schematisierte Darstellung des Bohrschen Atommodells:

Die Zahlen "n" werden auch Hauptquantenzahlen genannt. Jede Energiestufe kann nur durch eine bestimmte Anzahl von Elektronen besetzt werden. Die maximale Elektronenzahl beträgt jeweils 2n². Siehe auch hier.

Je weiter eine Bahn vom Atomkern entfernt ist, desto energiereicher ist sie. Je nach Energieinhalt (Besetzung der Elektronenbahnen) kann ein Atom in mehreren "Zuständen" existieren. Den energetisch niedrigsten Zustand bezeichnet man als "Grundzustand", während die anderen Zustände "angeregte Zustände" genannt werden.

Eine Spektrallinie entspricht also der Differenz zweier Atomzustände oder "Terme". Man bezeichnet ein solches Energiestufenschema auch als "Termschema".

Auch die Ionisierungsenergien oder die Ionen- und Atomradien konnten mit Hilfe des Modells erklärt werden. Der gesamte Aufbau des periodischen Systems der Elemente (PSE) wurde auf die Beschreibung stationärer Elektronenzustände zurückgeführt.

Obwohl Bohr mit der oben angesprochenen Quantisierung schon Züge der Quantenmechanik hatte, stellte er sich die Elektronen als winzige Kügelchen vor, die einen festen Ort und eine feste Geschwindigkeit haben. Dieses Modell stellte sich sehr bald als falsch heraus.

Grenzen des Bohrschen Atommodells ...

 Weitere Unzulänglichkeiten des Modells:

• Gänzlich unerklärt blieb, wie um den Kern kreisende Elektronen Bindungen wie zum Beispiel die Elektronenpaarbindung bilden können. Nur Ionenbindungen sind durch dieses Modell erklärbar.
  
  
• Nicht nur der räumliche Aufbau von Molekülen ist mit dem Modell schwer zu erklären, auch Bindungswinkel können nicht hergeleitet werden. Das Wassermolekül z.B. dürfte kein Dipol sein. Auch die Polarität von bestimmten Bindungen lässt sich nicht erklären, es dürfte keine polaren Moleküle geben.
  
  
• Die Vorraussagungen des Bohrschen Atommodells gelten nur für das Wasserstoffatom (beziehungsweise für wasserstoffähnliche Ionen). Nur für das Wasserstoffatom lassen sich die Spektrallinien berechnen.
  
  
• Das Modell erklärt nicht, warum Spektrallinien aus mehreren kleinen Spektrallinien (Serien) zusammengesetzt sind.
  
  
• Das zweite Bohrsche Postulat konnte nicht durch die bekannten physikalischen Gesetze erklärt werden.
  
  
• Ein Widerspruch tut sich auch beim ersten Postulat auf: Einerseits sollte der Raum zwischen den Elektronenbahnen der verschiedenen Energieniveaus für die Elektronen nicht zugänglich sein. Andererseits mussten die Elektronen diesen Raum durchqueren, wenn Energieübergänge auftraten.
  
  
• Die von Bohr berechneten Bahnradien gelten nur (näherungsweise) für das Wasserstoff-Atom.
  
  
• Die von Bohr berechnete Bahngeschwindigkeit eines Elektrons ist falsch, da es den relativistischen Effekt nicht berücksichtigt.
  
  
• Es können keine energetischen Betrachtungen im Molekülbereich abgeleitet werden.
  
  
• Das Modell ist nicht erweiterungsfähig und bietet keinen Zugang zu den Modellen, die sich aus der Wellenmechanik ableiten.
  
  
• Ein sehr großer Nachteil ist auch, dass die meisten Formeln und Gleichungen aus der klassischen Physik gefolgert werden, obwohl beim Atom nur eine quantenphysikalische Herangehensweise korrekt wäre (siehe nächstes Kapitel). Bei Bohrs Betrachtung mussten diese Grenzen auftreten, da die Quantenmechanik erst einige Jahre später, unter seiner maßgeblichen Mitwirkung entwickelt wurde.