Was ist ein Modell?
Modelle sind Abbildungen der Wirklichkeit. So ist zum Beispiel ein Spielzeugauto ein Modell eines echten Autos. Der Bauplan eines Autos ist eine Abbildung. Diese dient jedoch nicht zum Spielen, sondern dazu, Maße anschaulich darzustellen. Jedes Modell dient einem bestimmten Zweck. Es gibt also generell kein „bestes“, sondern nur das „passendste“ Modell. 
Demokrit von Abdera
ca. 400 v. Chr. 
Demokrit war ein griechischer Philosoph und Schüler des Leukipp. Er lehrte in seiner Heimatstadt Abdera, wodurch er auch Epikur beeinflusste.  Außerdem war er Atomist und verfasste Schriften zur Mathematik, Astronomie, Physik, Medizin, Logik, Ethik und Seelenlehre. 
„Nur scheinbar hat ein Ding eine Farbe, nur scheinbar ist es süß oder bitter, in Wirklichkeit gibt es nur Atome im leeren Raum.“
Jedes dieser Atome sollte fest, massiv und unteilbar, aber nicht gleich sein. Es gebe unendlich viele Atome: runde, glatte, unregelmäßige und krumme. Wenn diese sich einander näherten, zusammenfielen oder miteinander verflöchten, erschienen die einen als Wasser, andere als Feuer, als Pflanze oder als Mensch.
Joseph John Thomson
1856 — 1940
J. J. Thomson war ein britischer Physiker. Im Jahre 1906 verlieh man ihm den Nobelpreis für Physik. 1897 wies er nach, dass Kathodenstrahlen aus geladenen Teilchen, den Elektronen, bestehen.
Durch ein stark verbessertes Vakuum konnte J. J. Thomson die spezifische Ladung eines Elektrons bestimmen. Dies gilt als Beweis, dass Elektronen Teilchen mit Masse und Ladung sind.

spezifische Ladung: Ladung pro Masse

Die spezifische Ladung ist eine physikalische Größe. Sie ist definiert als das Verhältnis der Ladung zur Masse und dient zur besseren Vergleichbarkeit der Ladung einzelner Elementarteilchen oder von Atomkernen. 
​​​​​​​ Thomson vermutete, dass die Elektronen bereits in den Atomen der Kathode vorhanden waren, und stellte 1903 das erste Atommodell auf, das den Atomen eine innere Struktur zuschrieb:
Atome bestehen aus einer positiv geladenen Masse, in der sich die negativ geladenen Elektronen befinden.
Ernest Rutherford
1871 — 1937
Rutherford wurde 1871 in Neuseeland geboren. 1908 erhielt er den Nobelpreis für Chemie. 1934 gelang ihm, zusammen mit anderen, die erste gezielte Durchführung einer Kernfusionsreaktion. 
Rutherford schoss Alphateilchen auf eine dünne Goldfolie. Nach dem Thomson’schen Atommodell hätten sie geradewegs durch die Goldfolie fliegen müssen. Er beobachtete jedoch, dass sich nicht alle Teilchen so verhielten. Einige wurden leicht abgelenkt und vereinzelt prallten sogar welche zurück. 
“It was almost as incredible as if you fired a 15-inch shell at a piece of tissue paper and it came back and hit you.”​​​​​​​
Daraus schlussfolgerte er, dass es in der Mitte des Atoms einen Kern geben müsse, der fast die gesamte Masse des Atoms beinhalte und positiv geladen sei. In seinem 1911 erstellten Rutherford‘schen Atommodell umkreisen die Elektronen diesen Kern. ​​​​​​​
Grenzen des Rutherford‘schen Atommodells
Bei der 1859 entwickelten Spektralanalyse wird den Atomen eines Gases durch Anlegen einer Spannung Energie zugeführt. Die Gasatome geben diese Energie wieder ab, indem sie Licht aussenden. Dieses Licht wird mithilfe einer optischen Apparatur in sein Spektrum zerlegt.

Spektrallinien von Neon

Spektrallinien von Helium

Nach dem Rutherford‘schen Atommodell müssten auf den Aufnahmen kontinuierliche Spektren zu sehen sein. Die einzelnen Spektrallinien zeigen, dass das ausgestrahlte Licht sich aus ganz bestimmten Wellenlängen zusammensetzt. Dies legt die Vermutung nahe, dass ein Atom seine Energie nur stufenweise abgeben kann. 
Beweis: Franck-Hertz-Versuch
Mittels der Heizspannung Uh werden an der Kathode K durch den glühelektrischem Effekt freie Elektronen erzeugt, die dann durch die variable Beschleunigungsspannung Ub zur Gitteranode G hin beschleunigt werden. Hinter der Gitteranode dient die Gegenspannung Ug als Filter, damit Elektronen mit geringer Energie die Strommessung am Oszilloskop A nicht beein­flussen und ein „sauberer" Kurvenverlauf sichtbar wird.
Bei einer Beschleunigungsspannung von Ub ≈ 20 V (Ekin ≈ 20eV) geben die Elektronen durch ine­lastische Stöße ihre Energie an die Neongasatome ab. Nur die diskrete Energie von 20eV kann von den Neongasatomen zur Anregung aufgenommen werden. Beim Zu­rückfallen in den Grundzustand geben die Gasatome die aufgenommene Energie (zumeist über Zwischenstufen) in Form von elektromagnetischer Strahlung wieder ab (Leuchtring unterhalb der Gitteranode wird sichtbar). Wird die Beschleunigungsspannung Ub weiter erhöht, so wandert der Leuchtring in Rich­tung Kathode, da die Elektronen bereits früher die Energie von 20eV besitzen. Bei einer Beschleunigungsspannung von Ub ≈ 40V entsteht dann unterhalb der Gitteranode ein zweiter Leuchtring, da nun die Elektronen ihre Energie ein zweites Mal abgeben können. Bei einer Beschleunigungsspannung von Ub ≈ 60V würde ein dritter Leuchtring entstehen und so weiter. Das bedeutet, die Neongasatome können Energie nur in ganz bestimmten „Portionen" aufnehmen und abgeben.

Franck-Hertz-Versuch mit Neon: Drei Leuchtringe zwischen den Gittern

Franck-Hertz-Versuch mit Neon: Oszillogramm des Stromflusses zur Anode

Photoeffekt

Albert Einstein lieferte 1905 erstmals die Erklärung für den bereits seit 1839 bekannten Photoeffekt, bei dem Elektronen von Photonen (Lichtquanten) aus ihren Bindungen gelöst werden. Aus der Gleichung folgt, da h das Plank’sche Wirkungsquantum, eine Naturkonstante, ist, dass sich durch eine stufenweise Änderung der Energie, die Frequenz f der Lichtwelle ebenfalls portionsweise verändert. Dies erklärt die unterschiedlichen Farben im Linienspektrum, da jede Farbe einer bestimmten Frequenz f entspricht.
Niels Bohr
1885 — 1962
Um die Energiesprünge (Quantensprünge) erklären zu können, die beim Absorbieren und Emittieren von Licht gefunden wurden, erweiterte Bohr 1913 das Rutherford’sche Atommodell und ließ nur noch bestimmte Kreisbahnen für die Elektronen zu. 
Die Radien der Kreisbahnen müssten ein Vielfaches von ħ=h/2π, beziehungsweise der Umfang ein Vielfaches der de Broglie-Wellenlänge sein. (Der französische Prinz Louis de Broglie schrieb 1923 den Elektronen Welleneigenschaften zu. Die Wellenlänge λ von Elektronen wird de Broglie-Wellenlänge genannt.) Nur dann sei die Welle „geschlossen“ und das Atom strahle keine Energie ab. Sein Zustand sei stationär. 
Kritik am Bohr‘schen Atommodell
Die „geschlossene Welle“ widerspricht der klassischen Elektrodynamik. Sein Modell erklärt nur das Verhalten von Wasserstoffatomen und Ionen mit einem Elektron. Mehrelektronensysteme werden vernachlässigt. Zudem müsste dieses Wasserstoffatom mit seinem Kern und dem Elektron auf seiner Kreisbahn eine flache Scheibe sein. Der Aufbau von Molekülen, sowie die geradzahlige Aufspaltung vieler Spektrallinien unter dem Einfluss von Magnetfeldern (anomaler Zeeman-Effekt) kann nicht erklärt werden. Die definierte Bahn des Elektrons um den Atomkern verletzt zudem die 1927 von Werner Heisenberg entdeckte Unschärferelation.

Heisenberg‘sche Unschärferelation

Der Ort und der Impuls von Quantenobjekten kann nicht gleichzeitig beliebig genau bestimmt werden. Diese Ungenauigkeit nennt man Unschärfe. Das Produkt aus Orts- und Impulsunschärfe kann nicht beliebig klein werden. Somit ist die klassische Bahnvorstellung der Elektronenbewegung nicht mehr möglich.

Darstellung unterschiedlicher Orbitale der ersten und zweiten Elektronenschale.

Obere Reihe: Darstellung der Wahrscheinlichkeitsdichten der Orbitale als Punktwolken.

Untere Reihe: Darstellung von Isoflächen. Die Isofläche ist jeweils so gewählt, dass sich das Elektron innerhalb des von der Isofläche umschlossenen Volumens mit 90 % Wahrscheinlichkeit aufhält.

Das Orbitalmodell
Bei diesem Atommodell geht man von Aufenthaltsbereichen der Elektronen, so genannten Orbitalen aus.
Im Atom lässt sich jedes Elektron mit den vier Quantenzahlen n, l, m und s exakt identifizieren, da nach dem Pauli-Prinzip in einem Atom nie zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen können. Die Hauptquantenzahl n (n=1, 2, 3, ...) bestimmt die möglichen Energieniveaus des Elektrons im Atom. Anschaulich gibt n die Größe eines Orbitals an. Die Orbitalform wird durch die Nebenquantenzahl l (l=0, 1, 2, ... < n) angegeben. Es gibt verschiedene Orbitalformen. Die einfachste ist das s-Orbital (l=0), es ist kugelförmig. Die kleine hier durchsichtige Kugel ist also ein 1s-Orbital und die größere ein 2s-Orbital. Die hier roten, hantelförmigen Orbitale heißen p-Orbitale (l=1). Sie können in x-, y-, und z-Richtung liegen. 
Zusätzlich zu der Haupt- und der Nebenquantenzahl gibt es noch die Magnetquantenzahl. Sie beschreibt die räumliche Orientierung des Elektronen-Bahndrehimpulses und kann betragsmäßig nicht größer als die Nebenquantenzahl l sein.
Sie hat ihren Namen daher, dass sie die zusätzliche potentielle Energie des Elektrons darstellt, die beim Anlegen eines Magnetfeldes in z-Richtung auftritt (Zeeman-Effekt).
Die vierte Quantenzahl ist die Spinquantenzahl s (s=±0,5). Sie beschreibt die Orientierung des Eigendrehimpulses des Elektrons.

Elektronenkonfiguration von Wasserstoff, Kohlenstoff & Neon

Jedes Orbital kann mit zwei Elektronen besetzt werden, deren Spin entgegengesetzt ist. Gleiche Orbitale werden der Reihe nach gleichmäßig besetzt. Die hochgestellte 1 oder 2 gibt die Anzahl der Elektronen im jeweiligen Orbital an. Das tiefgestellt x, y oder z gibt die Orientierung der p-Orbitale im Raum an. Mit diesen Informationen kann man die Elektronenkonfiguration von Atomen angeben. 
Chemische Bindungen entstehen durch Überlappen der Orbitale von verschiedenen Atomen. Atome „streben“ danach, ihre Orbitale voll zu besetzen, indem sie sich Elektronen „teilen“. Hier überlappt ein 1s-Orbital von einem Wasserstoffatom mit dem 1s-Orbital eines anderen Wasserstoffatoms. Es entsteht eine Einfachbindung, auch σ-Bindung genannt. Im Wasserstoffmolekül teilen sich zwei Wasserstoffatome zwei Elektronen, wodurch beide 1s-Orbitale voll besetzt sind. 

Wasserstoffmolekül

Um komplexere chemische Verbindungen erklären zu können, erweiterte man das Orbitalmodell. 

sp-Hybridisierung

Das 2s-Orbital und ein 2p-Orbital bilden zwei sp-Hybridorbitale (blau). Das Atom ist sp-hybridisiert. Zwei sp-hybridisierte Atome können eine Dreifachbindung formen. Diese besteht aus einer σ-Bindung und zwei π-Bindungen. 

sp2-Hybridisierung

Hier bilden das 2s-Orbital und zwei 2p-Orbitale drei sp2-Hybridorbitale (blau). Das Atom ist sp2-hybridisiert. Zwei sp2-hybridisierte Atome können eine Doppelbindung formen. Diese besteht aus einer σ-Bindung und einer π-Bindungen. 

sp3-Hybridisierung

Verbinden sich alle drei 2p-Orbitale und das 2s-Orbital zu vier sp3-Hybridorbitalen (blau), so ist das Atom sp3-hybridisiert. Es kann nur σ-Bindungen formen. 
Ein Wassermolekül (H2O) besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Das Sauerstoffatom ist sp3-hybridisiert. Es bildet zu zwei Wasserstoffatomen jeweils eine σ-Bindung, die durch Überlappung je eines sp3-Hybridorbitals des Sauerstoffs mit einem 1s-Orbital des jeweiligen Wasserstoffatoms entsteht. Zusätzlich bilden sich zwei freie Elektronenpaare durch Vollbesetzung der beiden verbleibenden sp3-Hybridorbitale.

Wassermolekül

Sauerstoff kommt in der Natur nur als Molekül und nicht in elementarer Form vor. Das Sauerstoffmolekül (O2) besteht aus zwei sp2-hybridisierten Sauerstoffatomen. Sie bilden eine σ-Bindung, die durch Überlappung eines sp2-Hybridorbitals des einen Sauerstoffatoms mit einem sp2-Hybridorbital des anderen Sauerstoffatoms entsteht. Zusätzlich bildet sich durch Überlappung der beiden 2p-Orbitale eine π-Bindung zwischen den beiden Sauerstoffatomen. Außerdem bilden sich an jedem Sauerstoffatom zwei freie Elektronenpaare durch Vollbesetzung der jeweils beiden verbleibenden sp2-Hybridorbitalen.

Sauerstoffmolekül

Zwei Sauerstoffatome

Das Schalenmodell (Atom)
Hierbei handelt es sich um eine Vereinfachung des Orbitalmodells. Die Elektronen befinden sich in Schalen (K, L, M, N, ...), die den Atomkern zwiebelartig umgeben. Sie entsprechen den Hauptquantenzahlen. Die innerste Schale, die K-Schale, ersetzt das 1s-Orbital und kann deswegen maximal zwei Elektronen aufnehmen. Die Schalen sind alphabetisch benannt. Die zweite Schale ist also die L-Schale. Sie enthält alle Orbitale mit der Hauptquantenzahl n=2 aus. Sie kann maximal acht Elektronen (2s- und alle drei 2p-Orbitale) beherbergen. Für die chemischen Eigenschaften ist ausschließlich die äußerste Schale verantwortlich. Sie enthält die Valenzelektronen. Jedes Atom „möchte“ seine äußerste Schale mit acht Elektronen besetzen. Ausnahme ist die K-Schale. Ist sie die äußerste Schale, so ist sie schon mit zwei Elektronen voll besetzt und das Atom ist „glücklich“. Die äußerste Schale eines Atoms kann mit der äußersten Schale eines anderen Atoms überlappen, um sich, wie beim Orbitalmodell, Elektronen zu teilen. 
Beschränkungen des Orbitalmodells
Das Orbitalmodell bezieht sich im Wesentlichen auf den Aufbau der Atomhülle. Der Aufbau des Atomkerns wird nicht erklärt. Wir wissen, dass der Kern 99,9% der gesamten Masse des Atoms enthält und zwischen 20.000 und 150.000 mal kleiner ist als die Atomhülle. Der Kern besteht aus Protonen und Neutronen, die zusammen Nukleonen genannt werden. Es gibt kein einheitliches Atomkernmodell. So wird zum Beispiel die Kernspaltung mit dem Tröpfchenmodell erklärt, welches den Atomkern als Flüssigkeitstropfen beschreibt. Andere Phänomene wie zum Beispiel die magischen Zahlen (Anzahl an Protonen, sodass der Kern stabil ist) werden mit dem Schalenmodell (Kern) erklärt. Es basiert auf quantenmechanischen Gesetzmäßigkeiten, wie der Drehimpuls-Quantisierung und dem Pauli-Prinzip.
In Protonen und Neutronen wurden bereits weitere, noch kleinere Bausteine entdeckt. Sie werden Elementarteilchen genannt. 
Wir gehen davon aus, dass Elementarteilchen, zu denen unter Anderen die Elektronen gehören, nicht weiter teilbar sind. Doch ob wir mit dieser Annahme genau so weit sind, wie damals Demokrit mit seinen unteilbaren Atomen, verrät uns vielleicht die Zukunft. 

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