MODELUL ATOMIC AL LUI BOHR: CARACTERISTICI ȘI POSTULATE - FIZIC - 2025

Modelul atomic Bohr este o reprezentare a atomului propus de fizicianul danez Neils Bohr (1885-1962). Modelul stabilește că electronul circulă pe orbite la o distanță fixă ​​în jurul nucleului atomic, descriind o mișcare circulară uniformă. Orbitele - sau nivelurile de energie, cum le-a numit el - sunt de energie diferită.

De fiecare dată când electronul își schimbă orbita, emite sau absoarbe energie în cantități fixe numite „quanta”. Bohr a explicat spectrul luminii emise (sau absorbite) de atomul de hidrogen. Când un electron se deplasează de la o orbită la alta spre nucleu, există o pierdere de energie și se emite lumină, cu lungime de undă și energie caracteristice.

Sursa: wikimedia.org. Autor: Sharon Bewick, Adrignola. Ilustrație a modelului atomic al lui Bohr. Proton, orbită și electroni.

Bohr a numerotat nivelurile de energie ale electronului, considerând că cu cât electronul este mai aproape de nucleu, cu atât starea sa de energie este mai mică. Astfel, cu cât electronul este mai departe de nucleu, numărul nivelului de energie va fi mai mare și, prin urmare, starea energetică va fi mai mare.

Caracteristici principale

Caracteristicile modelului Bohr sunt importante deoarece au determinat calea către dezvoltarea unui model atomic mai complet. Principalele sunt:

Este susținut de alte modele și teorii ale vremii

Modelul lui Bohr a fost primul care a încorporat teoria cuantică, bazată pe modelul atomic al lui Rutherford și pe ideile preluate de efectul fotoelectric al lui Albert Einstein. De fapt, Einstein și Bohr erau prieteni.

Dovezi experimentale

Conform acestui model, atomii absorb sau emit radiații numai atunci când electronii sar între orbitele permise. Fizicienii germani James Franck și Gustav Hertz au obținut dovezi experimentale pentru aceste state în 1914.

Electronii există în niveluri de energie

Electronii înconjoară nucleul și există la anumite niveluri de energie, care sunt discrete și sunt descrise în număr cuantic.

Valoarea energiei acestor niveluri există ca funcție a unui număr n, numit număr cuantic principal, care poate fi calculat cu ecuații care vor fi detaliate mai târziu.

Fără energie nu există nicio mișcare a electronului

Sursa: wikimedia.org. Autor: Kurzon

Ilustrația superioară arată un electron care face salturi cuantice.

Conform acestui model, fără energie nu există nicio mișcare a electronului de la un nivel la altul, la fel cum fără energie nu este posibilă ridicarea unui obiect căzut sau separarea a doi magneți.

Bohr a sugerat cantitatea ca energia necesară unui electron să treacă de la un nivel la altul. De asemenea, el a stabilit că cel mai scăzut nivel de energie pe care îl ocupă un electron este numit „starea solului”. „Starea excitată” este o stare mai instabilă, rezultatul trecerii unui electron la un orbital cu energie mai mare.

Numărul de electroni din fiecare coajă

Electronii care se potrivesc în fiecare coajă sunt calculate cu 2n ²

Elementele chimice care fac parte din tabelul periodic și care se află în aceeași coloană au aceiași electroni în ultima carcasă. Numărul de electroni din primele patru straturi ar fi de 2, 8, 18 și 32.

Electronii se rotesc pe orbitele circulare fără a radia energie

Conform Primului postulat al lui Bohr, electronii descriu orbitele circulare în jurul nucleului atomului fără a radia energie.

Orbitele permise

Conform celui de-al doilea postulat al lui Bohr, singurele orbite permise pentru un electron sunt cele pentru care momentul unghiular L al electronului este un număr întreg al constantei lui Planck. Matematic se exprimă astfel:

Energia emisă sau absorbită în salturi

Conform celui de-al treilea postulat, electronii ar emite sau ar absorbi energie în salturi de pe o orbită pe alta. În saltul de pe orbită, un foton este emis sau absorbit, a cărui energie este reprezentată matematic:

Modelul atomic al lui Bohr postulează

Bohr a continuat modelul planetar al atomului, conform căruia electronii au rotit în jurul unui nucleu încărcat pozitiv, la fel ca planetele din jurul Soarelui.

Cu toate acestea, acest model contestă unul dintre postulatele fizicii clasice. Conform acestui lucru, o particulă cu o sarcină electrică (cum ar fi electronul) care se deplasează pe o cale circulară, ar trebui să piardă continuu energie prin emisia de radiații electromagnetice. La pierderea energiei, electronul va trebui să urmeze o spirală până când va cădea în nucleu.

Atunci Bohr a presupus că legile fizicii clasice nu erau cele mai potrivite pentru a descrie stabilitatea observată a atomilor și a prezentat următoarele trei postulate:

Primul postulat

Electronul merge în jurul nucleului în orbite care atrag cercuri, fără a radia energie. În aceste orbite, momentul unghiular orbital este constant.

Pentru electronii unui atom, sunt permise numai orbitele anumitor raze, care corespund anumitor niveluri de energie definite.

Al doilea postulat

Nu toate orbitele sunt posibile. Dar, odată ce electronul este într-o orbită care este permisă, acesta se află într-o stare de energie specifică și constantă și nu emite energie (orbită de energie staționară).

De exemplu, în atomul de hidrogen energiile permise pentru electron sunt date de următoarea ecuație:

În această ecuație valoarea -2.18 x 10 ^-18 este constanta Rydberg pentru atomul de hidrogen și n = numărul cuantic poate lua valori de la 1 la ∞.

Energiile electronilor unui atom de hidrogen care sunt generate din ecuația anterioară sunt negative pentru fiecare dintre valorile lui n. Pe măsură ce n crește, energia este mai puțin negativă și, prin urmare, crește.

Când n este suficient de mare - de exemplu, n = ∞ - energia este zero și reprezintă faptul că electronul a fost eliberat și atomul ionizat. Această stare de energie zero conține energie mai mare decât statele energetice negative.

Al treilea postulat

Un electron se poate schimba de la o orbită energetică staționară la alta prin emisie sau absorbție de energie.

Energia emisă sau absorbită va fi egală cu diferența de energie dintre cele două state. Această energie E are forma unui foton și este dată de următoarea ecuație:

E = h ν

În această ecuație E este energia (absorbită sau emisă), h este constanta lui Planck (valoarea sa este 6,63 x 10 ^-34 joule-secunde) și ν este frecvența luminii, a cărei unitate este 1 / s .

Diagrama nivelului energetic pentru atomii de hidrogen

Modelul Bohr a fost capabil să explice satisfăcător spectrul atomului de hidrogen. De exemplu, în domeniul lungimii de undă a luminii vizibile, spectrul de emisie al atomului de hidrogen este următorul:

Să vedem cum poate fi calculată frecvența unora dintre benzile de lumină observate; de exemplu, culoarea roșie.

Folosind prima ecuație și înlocuind 2 și 3 pentru n, se obțin rezultatele prezentate în diagrama.

Adică:

Pentru n = 2, E ₂ = -5.45 x 10 ^-19 J

Pentru n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

Este apoi posibil să se calculeze diferența de energie pentru cele două niveluri:

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

Conform ecuației explicate în cel de-al treilea postulat ΔE = h ν. Deci, puteți calcula ν (frecvența luminii):

ν = ΔE / h

Adică:

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

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

Fiind λ = c / ν și viteza luminii c = 3 x 10 ⁸ m / s, lungimea de undă este dată de:

λ = 6.565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Aceasta este valoarea lungimii de undă a benzii roșii observate în spectrul liniei de hidrogen.

Cele trei limitări principale ale modelului Bohr

1- Se adaptează la spectrul atomului de hidrogen, dar nu la spectrele altor atomi.

2- Proprietățile de undă ale electronului nu sunt reprezentate în descrierea acestuia ca o particulă mică care se învârte în jurul nucleului atomic.

3- Bohr nu poate explica de ce electromagnetismul clasic nu se aplică modelului său. Adică de ce electronii nu emit radiații electromagnetice atunci când se află pe o orbită staționară.

Articole de interes

Modelul atomic al lui Schrödinger.

Model atomic De Broglie.

Modelul atomic al lui Chadwick.

Model atomic Heisenberg.

Modelul atomic al lui Perrin.

Modelul atomic al lui Thomson.

Modelul atomic al lui Dalton.

Model atomic Dirac Jordan.

Modelul atomic al lui Democrit.

Model atomic Sommerfeld.

Referințe

1. Brown, TL (2008). Chimia: știința centrală. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Fizica cuantică a atomilor, moleculelor, solidelor, nucleelor ​​și particulelor. New York: Wiley
3. Model atomic Bohr-Sommerfeld. Recuperat din: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Lumea chimiei. Philadelphia, Pa .: Saunders College Publishing, pp.76-78.
5. Modelul lui Bohr de l'atome d'hydrogène. Recuperat de pe fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Rétrospective sur l’atome: le modèle de Bohr a cent ans. Recuperat din: home.cern