Subatomare Teilchen

Belege für subatomare Teilchen

Daltons Modell erklärte feste Mengenverhältnisse in chemischen Reaktionen, stellte Atome aber weiterhin als feste Kugeln dar. Elektrische Experimente zeigten später, dass Atome kleinere geladene Teilchen enthalten.

Ende des 19. Jahrhunderts arbeiteten Wissenschaftler mit Glasröhren bei niedrigem Druck und hoher Spannung. Darin erschien ein Strahl, der Kathodenstrahl genannt wurde. Elektrische und magnetische Felder konnten ihn ablenken. Diese Beobachtung zeigte, dass Atome kleinere Teilchen enthalten.

Die Beweiskette reicht von Thomsons Kathodenstrahlversuch über Rutherfords Goldfolienversuch bis zu Chadwicks Neutronennachweis.

Im Jahr $1897$ entdeckte J. J. Thomson das Elektron und zeigte, dass dieses Teilchen sehr viel leichter als ein Atom ist.

Belege aus drei Experimenten

Wechsle unten den Modus. Beobachte zuerst die Bewegungsrichtung, welche Bahn abgelenkt wird und welche gerade bleibt.

Kathodenstrahlen identifizierten Elektronen

Thomson verwendete eine Kathodenstrahlröhre. Im Inneren der Röhre wurde der größte Teil der Luft entfernt, dann wurde eine Hochspannung angelegt. Der Strahl, der erschien, wurde immer von der positiven Ladung angezogen und von der negativen Ladung weggedrängt.

Entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an, während gleichartige Ladungen einander abstoßen. Da der Kathodenstrahl von einer positiven Ladung $+$ angezogen wurde, waren seine Teilchen negativ geladen $-$. Wir nennen diese Teilchen heute Elektronen.

Thomson fand außerdem heraus, dass Kathodenstrahlteilchen weitaus leichter als Atome waren und die gleichen Eigenschaften hatten, selbst wenn das Elektrodenmetall wechselte. Die unveränderten Eigenschaften zeigten, dass Elektronen keine Fragmente eines bestimmten Metalls waren. Sie waren gemeinsame Bestandteile von Atomen.

In Thomsons Modell ist die positive Ladung im gesamten Atom verteilt und die Elektronen sind darin eingebettet. Das Modell berücksichtigt Elektronen, enthält aber keinen kleinen, dichten Atomkern. Rutherfords Versuch zeigte später diese Grenze des Modells.

Ein winziger dichter Kern

Rutherfords Team in Manchester prüfte Thomsons Modell. Unter Rutherfords Leitung beschossen Hans Geiger und Ernest Marsden sehr dünne Metallfolien, darunter Gold, mit positiv geladenen Alphateilchen. Wäre die positive Ladung wie in Thomsons Modell gleichmäßig verteilt, müssten fast alle Alphateilchen mit nur kleinen Ablenkungen hindurchfliegen.

Ein kleiner Teil der Beobachtungen widersprach Thomsons Vorhersage:

• Die meisten Alphateilchen passierten die Goldfolie mit geringer Richtungsänderung
• ein kleiner Anteil wurde deutlich abgelenkt
• ein sehr kleiner Anteil prallte zurück

Verbinde die Beobachtungen nun mit der Lage der positiven Ladung im Atom. Weil fast alle Alphateilchen gerade durch die Folie flogen, besteht der größte Teil des Atoms aus leerem Raum. Die wenigen stark abgelenkten oder zurückgeworfenen Teilchen zeigen, dass die positive Ladung und der größte Teil der Atommasse in einem sehr kleinen Bereich konzentriert sind. Dieser Bereich heißt Atomkern.

Stell dir für das Größenverhältnis ein Atom vor, das auf die Breite eines $100\ \text{m}$ großen Stadions vergrößert wurde. Sein Kern wäre nur etwa $1\ \text{mm}$ groß, also ungefähr wie ein Sandkorn in der Stadionmitte. Ein echtes Atom hat einen Durchmesser von etwa $10^{-10}\ \text{m}$, sein Kern von etwa $10^{-15}\ \text{m}$. Der Kerndurchmesser ist damit ungefähr $10^5$-mal kleiner als der Atomdurchmesser.

Wasserstoffkerne lieferten den Protonennachweis

Die Goldfolienbeobachtung zeigte, wo die positive Ladung des Atoms sitzt. Sie identifizierte jedoch noch nicht die Teilchen im Kern. Im Jahr $1919$ beschoss Rutherford Stickstoff mit Alphateilchen und wies dabei schnelle Wasserstoffkerne nach. Ein Wasserstoffkern trägt eine positive Elementarladung und wird heute Proton genannt.

Rutherford deutete $1911$ das Kernatom und wies $1919$ freie Protonen nach. Die beiden Schritte hängen zusammen, sind aber verschiedene Ereignisse.

Masse und Ladung von Neutronen

Protonen erklärten die positive Ladung des Kerns, doch ihre Masse allein konnte die gesamte Atommasse nicht erklären. Forschende mussten daher nach einem weiteren Teilchen suchen, das Masse ohne elektrische Ladung beiträgt.

In $1932$ zeigte James Chadwick Hinweise auf ein neutrales Teilchen mit fast der gleichen Masse wie ein Proton. Dieses Teilchen wird Neutron genannt. Neutral bedeutet, dass seine Ladung $0$ beträgt, sodass Neutronen einem Kern Masse hinzufügen können, ohne die elektrische Ladung des Atoms zu ändern.

Chadwick zeigte, dass die Strahlung aus mit Alphateilchen beschossenem Beryllium aus neutralen Teilchen bestand, deren Masse ungefähr der Protonenmasse entsprach.

Neutronen helfen auch bei der Erklärung von Isotopen. Isotope sind Atome desselben Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl. Das Element bleibt gleich, weil die Protonenzahl gleich bleibt, während die Masse unterschiedlich sein kann, weil die Neutronenzahl unterschiedlich ist.

Vergleich der drei subatomaren Teilchen

Die Tabelle verbindet für jedes Teilchen Ladung, Aufenthaltsbereich und Beitrag zur Atommasse.

Ein neutrales Atom hat die gleiche Anzahl an Protonen und Elektronen. Wenn ein Atom beispielsweise $6$ Protonen hat und noch neutral ist, hat es auch $6$ Elektronen.

Merke dir drei Beziehungen: Protonen bestimmen die Elementidentität, Neutronen tragen zur Masse bei und Elektronen prägen viele chemische Eigenschaften. Nutze sie gemeinsam, um Ladung, Masse und Atomidentität zu vergleichen.