Das Rutherford-Modell
Historische Einordnung
Rutherford war um 1910 der führende Fachmann für . In seinem Labor in Manchester standen mit den α-Teilchen erstmals Geschosse zur Verfügung, die klein und schnell genug waren, um Atome selbst abzutasten: positiv geladene Heliumkerne mit von einigen Megaelektronenvolt.
Geiger und Marsden ließen solche Teilchen durch eine nur wenige hundert Atomlagen dünne Goldfolie fliegen und beobachteten auf einem Leuchtschirm, wohin sie abgelenkt wurden. Erwartet wurden nach dem Thomson-Modell nur winzige Ablenkungen. Beobachtet wurde: Die allermeisten Teilchen fliegen fast ungestört durch, aber etwa eines von 8000 wird um mehr als 90 Grad abgelenkt, einzelne fliegen fast zur Quelle zurück.
Ernest Rutherford (1871 bis 1937)
Neuseeländisch-britischer Physiker in Manchester. Deutete 1911 die Streuversuche und folgerte den Atomkern. Nobelpreis für Chemie 1908 (für Arbeiten zur Radioaktivität).
Hans Geiger und Ernest Marsden (1882 bis 1945 / 1889 bis 1970)
Führten ab 1909 die Streuexperimente mit α-Teilchen an Goldfolie durch, deren Ergebnisse Rutherford deutete.
Das Problem, das zu dieser Station führte
Das Thomson-Modell kann diese Rückstreuung nicht erklären, und zwar aus einem quantitativen Grund: Die ablenkende hängt davon ab, wie dicht die positive gepackt ist. Ist sie über das ganze Atom verschmiert, kommt ein α-Teilchen ihr nie richtig nahe; die Kraft bleibt überall klein, und viele kleine Stöße in zufällige Richtungen können sich nicht zu einer 90-Grad-Ablenkung aufsummieren.
Rutherford drehte die Logik um und fragte: Wie müsste die Ladung verteilt sein, damit genau die gemessenen seltenen, großen Winkel herauskommen? Seine Rechnung von 1911 gab die Antwort: Die gesamte positive Ladung (und fast die gesamte ) muss in einem Bereich sitzen, der viele tausendmal kleiner ist als das Atom. Nur wenn ein α-Teilchen zufällig fast genau auf diesen winzigen Kern zufliegt, erfährt es die riesige Kraft, die es umkehren kann; deshalb ist die Rückstreuung so selten. Die Rechnung sagt sogar exakt voraus, wie die Häufigkeit vom Streuwinkel abhängt, und Geiger und Marsden bestätigten diese Vorhersage 1913 in einer eigenen Messreihe. Das ist der Kern moderner Physik: Ein Modell wird nicht erdacht und geglaubt, sondern aus Messwerten erzwungen und an neuen Messwerten geprüft.
Grundannahmen
Was nimmt diese Vorstellung über den Aufbau des Atoms an?
Die gesamte positive und fast die gesamte des Atoms sitzen in einem winzigen .
Die Elektronen halten sich außerhalb des Kerns auf und machen die Hülle des Atoms aus.
Der weitaus größte Teil des Atoms ist leerer Raum.
Zwischen Kern und Elektronen wirkt die elektrische Anziehung (Coulomb-Kraft), sie hält das Atom zusammen.
So kannst du es dir vorstellen
Stell dir das Atom als riesige, fast leere Kugel vor. In der Mitte sitzt der Kern, je nach Element etwa 10.000- bis 100.000-mal kleiner als das ganze Atom. Ein Vergleich in unserem Maßstab: Wäre das Atom so groß wie ein Fußballstadion, dann wäre der Kern ein Kirschkern im Anstoßkreis, und trotzdem steckt in diesem Kirschkern fast die gesamte des Stadions. Die Elektronen sind winzige Punkte irgendwo im weiten Rest.
Das erklärt beide Seiten der Streumessung auf einen Schlag: Fast alle α-Teilchen fliegen durch die Leere und merken kaum etwas. Nur das seltene Teilchen, das dem Kern sehr nahe kommt, wird von dessen gebündelter positiver heftig abgestoßen.
Wie funktioniert das Modell?
1Der Kern trägt Ladung und Masse
Die positive Kernladung ist für jedes Element charakteristisch; sie legt fest, wie viele Elektronen das neutrale Atom hat. Fast die gesamte Atommasse steckt im Kern.
2Die Elektronen bilden die Hülle
Die leichten Elektronen halten sich im großen, fast leeren Raum um den Kern auf. Die elektrische Anziehung des Kerns hält sie beim Atom, so wie die Planeten bei der Sonne hält. Wo genau sie sich bewegen, lässt das Modell offen.
3Größe und Streuung passen zusammen
Aus der Streuformel und den Messdaten ergibt sich die Größenordnung des Kerns: etwa , während das Atom etwa groß ist. Je näher ein α-Teilchen dem Kern kommt, desto stärker die Ablenkung; die gemessene Winkelverteilung folgt exakt der berechneten.
Was erklärt das Modell?
Fast alle α-Teilchen durchqueren die Goldfolie nahezu ungestört.
Das Atom ist fast leer. Die Wahrscheinlichkeit, dem winzigen Kern nahe zu kommen, ist extrem klein.
Etwa eines von 8000 α-Teilchen wird um mehr als 90 Grad gestreut.
Trifft ein Teilchen fast direkt auf den Kern, wirkt auf kürzeste Entfernung die volle, gebündelte Abstoßung der Kernladung. Sie ist stark genug, das Teilchen umzulenken oder umzukehren.
Die gemessene Häufigkeit der Streuwinkel folgt einer festen Gesetzmäßigkeit.
Rutherfords Streuformel sagt die Winkelverteilung aus der Coulomb-Kraft eines Punktkerns quantitativ voraus; Geiger und Marsden bestätigten sie 1913. Das Modell erklärt also nicht nur qualitativ, es rechnet richtig.
Grenzen des Modells
Das Atom dürfte nach diesem Modell gar nicht stabil sein.
Ein Elektron, das um den Kern kreist, ist eine , und beschleunigte Ladungen senden nach der klassischen Elektrodynamik ständig elektromagnetische aus. Das Elektron müsste dadurch laufend verlieren und in einem winzigen Sekundenbruchteil spiralförmig in den Kern stürzen. Atome sind aber offensichtlich dauerhaft stabil.
Die scharfen Spektrallinien bleiben unerklärt.
Im Modell ist jeder Bahnradius und damit jede erlaubt. Ein hineinstürzendes Elektron würde Licht aller aussenden, ein kontinuierliches Farbband. Gemessen werden aber scharfe, elementtypische Linien, also nur ganz bestimmte Frequenzen.
Über die Anordnung der Elektronen sagt das Modell nichts.
Warum verhalten sich Elemente chemisch so verschieden? Warum sind die Elektronen nicht beliebig verteilt? Das Modell legt nur fest, dass die Elektronen außerhalb des Kerns sind, mehr nicht.
Warum kam das nächste Modell?
Rutherfords Modell erklärt den Streuversuch glänzend und der ist seither gesicherter Bestand der Physik. Aber das Modell trägt einen Widerspruch in sich: Nach den bekannten Gesetzen der Elektrodynamik dürfte ein solches Atom nicht existieren, weil kreisende Elektronen abstrahlen und in den Kern stürzen müssten. Und es kann die auffälligste Eigenschaft leuchtender Atome nicht fassen, ihre scharfen Spektrallinien.
Beides zusammen zeigte: Im Atom gelten offenbar Regeln, die über die klassische Physik hinausgehen. Niels Bohr machte 1913 genau daraus ein neues Modell. Er übernahm Rutherfords Kern vollständig und fügte zwei kühne Zusatzregeln für die Elektronen hinzu: Nur bestimmte Bahnen sind erlaubt, und auf ihnen wird nicht gestrahlt.
Das musst du wissen
Die seltene Rückstreuung einzelner α-Teilchen erzwingt einen winzigen, massereichen, positiv geladenen Kern; der Rest des Atoms ist fast leerer Raum. Offen bleibt, warum ein solches Atom stabil ist.
Kleine Verständnisfrage
Warum widerlegt schon ein einziges sicher zurückgestreutes α-Teilchen das Thomson-Modell, obwohl 7999 von 8000 Teilchen genau wie erwartet fast geradeaus fliegen?
Antwort anzeigenAntwort ausblenden
Weil das Thomson-Modell große Ablenkwinkel nicht nur für selten, sondern für praktisch unmöglich erklärt: Nirgendwo im verschmierten Atom gibt es eine , die ein schnelles α-Teilchen umkehren könnte, und viele kleine zufällige Stöße summieren sich nicht zu 90 Grad. Eine Beobachtung, die ein Modell für unmöglich erklärt, genügt zur Widerlegung; die vielen unauffälligen Durchflüge sagen dagegen nichts, denn die erwarten beide Modelle.
Quellen
Die historischen Aussagen dieser Station stützen sich auf die folgenden Quellen. Die Darstellung ist eigenständig didaktisch aufbereitet und keine Übernahme der Texte.
- The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom, Ernest Rutherford (1911), Philosophical Magazine, Serie 6, Band 21 (Primärquelle)
- On a Diffuse Reflection of the α-Particles, Hans Geiger, Ernest Marsden (1909), Proceedings of the Royal Society A, Band 82
- The Laws of Deflexion of α Particles through Large Angles (Bestätigung der Streuformel), Hans Geiger, Ernest Marsden (1913), Philosophical Magazine, Serie 6, Band 25