Model atomowy Bohra: charakterystyka, postulaty, ograniczenia

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

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

Bohr ponumerował poziomy energetyczne elektronu, biorąc pod uwagę, że im bliżej jądra elektronu, tym niższy jest jego stan energetyczny. W ten sposób im dalej elektron znajduje się w jądrze, tym wyższa będzie liczba poziomów energii, a zatem stan energii będzie wyższy.

Główne cechy

Cechy modelu Bohra są ważne, ponieważ określają drogę do opracowania bardziej kompletnego modelu atomowego. Główne to:

Opiera się na innych modelach i teoriach czasu

Model Bohra jako pierwszy wprowadził teorię kwantową popartą modelem atomowym Rutherforda i pomysłami zaczerpniętymi 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 eksperymentalne dowody tych stanów w 1914 roku.

Elektrony istnieją w poziomach energii

Elektrony otaczają jądro i istnieją na pewnych poziomach energii, które są dyskretne i opisane w liczbach kwantowych.

Wartość energetyczna tych poziomów istnieje w funkcji liczby n, nazywanej główną liczbą kwantową, którą można obliczyć za pomocą równań, które zostaną szczegółowo opisane w dalszej części.

Bez energii nie ma ruchu elektronu

Górna ilustracja pokazuje elektron, który wykonuje skoki kwantowe.

Zgodnie z tym modelem, bez energii nie ma ruchu elektronu z jednego poziomu na drugi, tak jak bez energii nie jest możliwe podniesienie przedmiotu, który upadł lub oddzielił dwa magnesy.

Bohr zaproponował kwant jako energię wymaganą przez elektron do przejścia z jednego poziomu na drugi. Stwierdził również, że najniższy poziom energii zajmowany przez elektron nazywany jest „stanem podstawowym”. „Stan wzbudzony” jest stanem bardziej niestabilnym, będącym wynikiem przejścia elektronu do orbity wyższej energii.

Liczba elektronów w każdej warstwie

Elektrony, które pasują do każdej warstwy, są obliczane za pomocą 2n2

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

Elektrony obracają się po orbitach kołowych bez promieniowania energii

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

Dozwolone orbity

Zgodnie z drugim postulatem Bohra, jedynymi dozwolonymi orbitami dla elektronu są te, dla których moment pędu L elektronu jest całkowitą wielokrotnością stałej Plancka. Matematycznie jest to wyrażone w ten sposób:

Energia emitowana lub absorbowana w skokach

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

Postulaty modelu atomowego Bohra

Bohr dał ciągłość planetarnemu modelowi atomu, zgodnie z którym elektrony obracały się wokół dodatnio naładowanego jądra, a także planet wokół Słońca.

Jednak model ten podważa jeden z postulatów fizyki klasycznej. Zgodnie z tym cząstka z ładunkiem elektrycznym (jak elektron), która porusza się po okręgu, powinna tracić energię w sposób ciągły poprzez emisję promieniowania elektromagnetycznego. Podczas utraty energii elektron musiałby podążać za spiralą, aż spadnie w jądro.

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

Pierwszy postulat

Elektron wiruje wokół jądra w krążących orbitach, bez promieniowania energii. Na tych orbitach orbitalny moment pędu jest stały.

Dla elektronów atomu dozwolone są tylko orbity o określonych promieniach, odpowiadające określonym określonym poziomom energii.

Drugi postulat

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

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

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

Energie elektronów atomu wodoru generowane z powyższego równania są ujemne dla każdej z wartości n. Gdy n wzrasta, energia jest mniej negatywna, a zatem wzrasta.

Gdy n jest wystarczająco duży, na przykład n = ∞-energia jest zerowa i oznacza, że elektron został uwolniony, a zjonizowany atom. Ten stan energii zerowej ma większą energię niż stany o ujemnych energiach.

Trzeci postulat

Elektron może zmienić orbitę energii stacjonarnej na inną, emitując lub absorbując energię.

Energia emitowana lub absorbowana będzie równa różnicy energii między dwoma stanami. Ta energia E ma postać fotonu i jest podana przez następujące równanie:

E = h ν

W tym równaniu E jest energią (pochłoniętą lub emitowaną), h jest stałą Plancka (jej wartość wynosi 6, 63 x 10-34 J-sekund [Js]), a ν jest częstotliwością światła, której jednostką jest 1 / s.

Schemat poziomów energii atomów wodoru

Model Bohra był w stanie w satysfakcjonujący sposób wyjaśnić widmo atomu wodoru. Na przykład w zakresie długości fali światła widzialnego widmo emisji atomu wodoru jest następujące:

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

Korzystając z pierwszego równania i zastępując n dla 2 i 3, otrzymasz wyniki, które pojawiają się na diagramie.

To jest:

Dla n = 2, E2 = -5, 45 x 10-19 J

Dla n = 3, E3 = -2, 42 x 10-19 J

Następnie można 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. Następnie możesz obliczyć ν (częstotliwość światła):

ν = ΔE / h

To jest:

v = 3, 43 x 10-19 J / 6, 63 x 10-34 Js

ν = 4, 56 x 1014 s-1 lub 4, 56 x 1014 Hz

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

λ = 6, 565 x 10 - 7 m (656, 5 nm)

Jest to wartość długości fali czerwonego pasma obserwowana w widmie linii wodoru.

Trzy główne ograniczenia modelu Bohra

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

2 - Nieulegające właściwości elektronu nie są przedstawione w opisie tego jako mała cząstka, która obraca się wokół jądra atomowego.

3- Bohr nie wyjaśnia, dlaczego klasyczny elektromagnetyzm nie ma zastosowania do jego modelu. To znaczy, dlaczego elektrony nie emitują promieniowania elektromagnetycznego, gdy znajdują się na orbicie stacjonarnej.