MODEL ATOMOWY BOHRA: CHARAKTERYSTYKA I POSTULATY - FIZYCZNY - 2026

Model atomowy Bohra jest reprezentacją atomu zaproponowaną przez duńskiego fizyka Neilsa Bohra (1885-1962). Model ustala, że ​​elektron porusza się po orbitach w ustalonej odległości wokół jądra atomowego, opisując jednolity ruch kołowy. Orbity - lub poziomy energii, jak je nazywał - mają różną energię.

Za każdym razem, gdy elektron zmienia swoją orbitę, emituje lub absorbuje energię w ustalonych ilościach zwanych „kwantami”. Bohr wyjaśnił widmo światła emitowanego (lub absorbowanego) przez atom wodoru. Kiedy elektron przemieszcza się z jednej orbity na drugą w kierunku jądra, następuje utrata energii i emitowane jest światło o charakterystycznej długości fali i energii.

Źródło: wikimedia.org. Autor: Sharon Bewick, Adrignola. Ilustracja modelu atomowego Bohra. Proton, orbita i elektron.

Bohr policzył poziomy energii elektronu, biorąc pod uwagę, że im bliżej jądra znajduje się elektron, tym niższy jest jego stan energetyczny. Zatem im dalej elektron znajduje się od jądra, tym liczba poziomów energii będzie większa, a zatem stan energetyczny będzie większy.

Główne cechy

Cechy modelu Bohra są ważne, ponieważ wyznaczyły drogę do opracowania pełniejszego modelu atomowego. Najważniejsze z nich to:

Potwierdzają to inne modele i teorie tamtych czasów

Model Bohra był pierwszym, w którym zastosowano teorię kwantową, opartą na modelu atomowym Rutherforda i pomysłach zaczerpniętych z efektu fotoelektrycznego Alberta Einsteina. W rzeczywistości Einstein i Bohr byli przyjaciółmi.

Dowody eksperymentalne

Zgodnie z tym modelem atomy absorbują lub emitują promieniowanie tylko wtedy, gdy elektrony przeskakują między dozwolonymi orbitami. Niemieccy fizycy James Franck i Gustav Hertz uzyskali dowody eksperymentalne dla tych stanów w 1914 roku.

Elektrony istnieją na poziomach energetycznych

Elektrony otaczają jądro i istnieją na pewnych poziomach energii, które są dyskretne i opisane liczbami kwantowymi.

Wartość energii tych poziomów istnieje jako funkcja liczby n, zwanej główną liczbą kwantową, którą można obliczyć za pomocą równań, które zostaną szczegółowo opisane później.

Bez energii nie ma ruchu elektronu

Źródło: wikimedia.org. Autor: Kurzon

Górna ilustracja przedstawia elektron dokonujący skoków kwantowych.

Zgodnie z tym modelem bez energii nie ma ruchu elektronu z jednego poziomu na drugi, tak jak bez energii nie jest możliwe podniesienie upadłego przedmiotu ani rozdzielenie dwóch magnesów.

Bohr zasugerował kwant jako energię potrzebną elektronowi do przejścia z jednego poziomu na drugi. Ustalił również, że najniższy poziom energii, jaki zajmuje elektron, nazywa się „stanem podstawowym”. „Stan wzbudzony” to stan bardziej niestabilny, będący wynikiem przejścia elektronu na orbital o wyższej energii.

Liczba elektronów w każdej powłoce

Elektrony, które mieszczą się w każdej powłoce, są obliczane z 2n ²

Pierwiastki chemiczne, które są częścią układu okresowego i znajdują się w tej samej kolumnie, mają te same elektrony w ostatniej powłoce. Liczba elektronów w pierwszych czterech warstwach wynosiłaby 2, 8, 18 i 32.

Elektrony obracają się po kołowych orbitach bez promieniowania

Zgodnie z pierwszym postulatem Bohra, elektrony opisują okrągłe orbity wokół jądra atomu bez promieniowania energii.

Dozwolone orbity

Zgodnie z Drugim Postulatem Bohra jedynymi orbitami dozwolonymi dla elektronu są te, dla których moment pędu L elektronu jest całkowitą wielokrotnością stałej Plancka. Matematycznie wyraża się to następująco:

Energia emitowana lub pochłaniana podczas skoków

Zgodnie z trzecim postulatem elektrony emitowałyby lub absorbowały energię w skokach z jednej orbity na drugą. Podczas skoku z orbity emitowany lub absorbowany jest foton, którego energia jest reprezentowana matematycznie:

Postulaty modelu atomowego Bohra

Bohr kontynuował planetarny model atomu, zgodnie z którym elektrony krążą wokół dodatnio naładowanego jądra, podobnie jak planety wokół Słońca.

Jednak model ten podważa jeden z postulatów fizyki klasycznej. Zgodnie z tym cząsteczka z ładunkiem elektrycznym (np. Elektron) poruszająca się po torze kołowym powinna w sposób ciągły tracić energię poprzez emisję promieniowania elektromagnetycznego. Podczas utraty energii elektron musiałby poruszać się po spirali, aż wpadłby do jądra.

Bohr założył następnie, że prawa fizyki klasycznej nie są najbardziej odpowiednie do opisania obserwowanej stabilności atomów i wysunął następujące trzy postulaty:

Pierwszy postulat

Elektron okrąża jądro po orbitach, które tworzą okręgi, bez promieniowania. Na tych orbitach moment pędu orbity jest stały.

W przypadku elektronów atomu dozwolone są tylko orbity o określonych promieniach, odpowiadających pewnym określonym poziomom energii.

Drugi postulat

Nie wszystkie orbity są możliwe. Kiedy jednak elektron znajdzie się na dozwolonej orbicie, znajduje się w stanie określonej i stałej energii i nie emituje energii (stacjonarna orbita energii).

Na przykład, w atomie wodoru energie dopuszczone dla elektronu są podane przez następujące równanie:

W tym równaniu wartość -2,18 x 10 ^–18 jest stałą Rydberga dla atomu wodoru, an = liczba kwantowa może przyjmować wartości od 1 do ∞.

Energie elektronów atomu wodoru, które są generowane z poprzedniego równania, są ujemne dla każdej z wartości n. Wraz ze wzrostem n energia jest mniej ujemna, a zatem wzrasta.

Kiedy n jest wystarczająco duże - na przykład n = ∞ - energia wynosi zero i oznacza, że ​​elektron został uwolniony, a atom zjonizowany. Ten stan zerowej energii niesie wyższą energię niż stany o ujemnej energii.

Trzeci postulat

Elektron może przechodzić z jednej stacjonarnej orbity energii na drugą w wyniku emisji lub absorpcji energii.

Energia emitowana lub pochłaniana będzie równa różnicy energii między dwoma stanami. Ta energia E ma postać fotonu i jest określona następującym równaniem:

E = h ν

W tym równaniu E to energia (pochłonięta lub emitowana), h to stała Plancka (jej wartość to 6,63 x ^10-34 dżulosekundy), a ν to częstotliwość światła, której jednostką jest 1 / s .

Diagram poziomów energetycznych dla atomów wodoru

Model Bohra był w stanie w zadowalający sposób wyjaśnić widmo atomu wodoru. Na przykład w zakresie długości fal światła widzialnego widmo emisyjne atomu wodoru wygląda następująco:

Zobaczmy, jak można obliczyć częstotliwość niektórych obserwowanych pasm światła; na przykład kolor czerwony.

Korzystając z pierwszego równania i zastępując 2 i 3 przez n, otrzymujemy wyniki pokazane na wykresie.

To jest do powiedzenia:

Dla n = 2, E ₂ = -5,45 x ^10-19 J

Dla n = 3 E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

Można wtedy obliczyć różnicę energii dla dwóch poziomów:

ΔE = E ₃ - E ₂ = (-2,42 - (- 5,45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

Zgodnie z równaniem wyjaśnionym w trzecim postulacie ΔE = h ν. Możesz więc obliczyć ν (częstotliwość światła):

ν = ΔE / h

To jest do powiedzenia:

ν = 3,43 x ^10–19 J / 6,63 x ^10–34 Js

ν = 4,56 x 10 ¹⁴ s ^-1 lub 4,56 x 10 ¹⁴ Hz

Ponieważ λ = c / ν, a prędkość światła c = 3 x 10 ⁸ m / s, długość fali jest określona wzorem:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Jest to wartość długości fali obserwowanego czerwonego pasma w liniowym widmie wodoru.

Trzy główne ograniczenia modelu Bohra

1- Dostosowuje się do widma atomu wodoru, ale nie do widm innych atomów.

2- Właściwości falowe elektronu nie są przedstawiane w jego opisie jako mała cząstka krążąca wokół jądra atomowego.

3- Bohr nie może wyjaśnić, dlaczego klasyczny elektromagnetyzm nie ma zastosowania do jego modelu. Oznacza to, dlaczego elektrony nie emitują promieniowania elektromagnetycznego, gdy znajdują się na stacjonarnej orbicie.

Ciekawe artykuły

Model atomowy Schrödingera.

Model atomowy De Brogliego.

Model atomowy Chadwicka.

Model atomowy Heisenberga.

Model atomowy Perrina.

Model atomowy Thomsona.

Model atomowy Daltona.

Model atomowy Diraca Jordana.

Atomowy model Demokryta.

Model atomowy Sommerfelda.

Bibliografia

1. Brązowy, TL (2008). Chemia: podstawowa nauka. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R. i Resnick, R. (2009). Fizyka kwantowa atomów, cząsteczek, ciał stałych, jąder i cząstek. Nowy Jork: Wiley
3. Model atomowy Bohra-Sommerfelda. Odzyskany z: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Świat chemii. Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, strony 76–78.
5. Model Bohra de l'atome d'hydrogène. Odzyskany z fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Rétrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Odzyskany z: home.cern