Atomový model Bohrovy charakteristiky, postuláty, omezení

Bohrův atomový model je reprezentace atomu navrhovaného dánským fyzikem Neils Bohr (1885-1962). Model uvádí, že elektron se pohybuje na oběžné dráze v pevné vzdálenosti kolem atomového jádra a popisuje jednotný kruhový pohyb. Orbity - nebo energetické hladiny, jak je nazýval - mají různou energii.

Pokaždé, když se elektron změní na oběžné dráze, emituje nebo absorbuje energii v pevných množstvích nazývaných "quanta". Bohr vysvětlil spektrum světla emitovaného (nebo absorbovaného) atomem vodíku. Když se elektron pohybuje z jedné dráhy na druhou směrem k jádru, dochází ke ztrátě energie a světlo je emitováno, s vlnovou délkou a energetickými charakteristikami..

Bohr počítal úrovně energie elektronu, zvažovat to blíž elektron je k jádru, nižší jeho energetický stav. Tímto způsobem je čím dál více elektron od jádra, tím vyšší bude číslo energetické hladiny, a proto bude energetický stav vyšší..

Index

• 1 Hlavní charakteristiky
  • 1.1 Je založen na jiných modelech a teoriích času
  • 1.2 Experimentální důkazy
  • 1.3 Elektrony existují v energetických hladinách
  • 1.4 Bez energie nedochází k pohybu elektronu
  • 1.5 Počet elektronů v každé vrstvě
  • 1.6 Elektrony rotují v kruhových drahách bez vyzařující energie
  • 1.7 Povolené oběžné dráhy
  • 1.8 Energie emitovaná nebo absorbovaná ve skocích
• 2 Postuláty atomového modelu Bohr
  • 2.1 První postulát
  • 2.2 Druhý postulát
  • 2.3 Třetí postulát
• 3 Schéma hladin energie pro atomy vodíku
• 4 3 hlavní omezení modelu Bohr
• 5 Články zájmu
• 6 Odkazy

Hlavní charakteristiky

Charakteristiky Bohrova modelu jsou důležité, protože určovaly cestu k vývoji úplnějšího atomového modelu. Hlavní jsou:

To je založené na jiných modelech a teoriích času

Bohrův model byl první, který zahrnoval kvantovou teorii podporovanou Rutherfordovým atomovým modelem a nápady převzaté z fotoelektrického efektu Alberta Einsteina. Einstein a Bohr byli přátelé.

Experimentální důkazy

Podle tohoto modelu atomy absorbují nebo emitují záření pouze tehdy, když elektrony skok mezi povolenými orbitami. Německý fyzik James Franck a Gustav Hertz získali experimentální důkaz těchto států v roce 1914.

Elektrony existují v energetických hladinách

Elektrony obklopují jádro a existují na určitých úrovních energie, které jsou diskrétní a které jsou popsány v kvantových číslech.

Energetická hodnota těchto úrovní existuje jako funkce čísla n, nazývaného hlavní kvantové číslo, které lze vypočítat pomocí rovnic, které budou podrobněji popsány později..

Bez energie nedochází k pohybu elektronu

Obrázek nahoře ukazuje elektron, který vytváří kvantové skoky.

Podle tohoto modelu bez energie nedochází k pohybu elektronu z jedné úrovně do druhé, stejně jako bez energie není možné zvednout objekt, který spadl nebo oddělil dva magnety.

Bohr navrhl kvantum jako energii potřebnou elektronem projít z jedné úrovně do druhé. On také říkal, že nejnižší energetická úroveň obsazená elektronem je volána “pozemní stav”. "Vzrušený stav" je nestabilnější stav, vyplývající z průchodu elektronu k orbitalu s vyšší energií. 

Počet elektronů v každé vrstvě

Elektrony, které zapadají do každé vrstvy, se vypočítají pomocí 2n² 

Chemické prvky, které jsou součástí periodické tabulky a které jsou ve stejném sloupci, mají stejné elektrony v poslední vrstvě. Počet elekron v prvních čtyřech vrstvách by byl 2, 8, 18 a 32.

Elektrony rotují v kruhových drahách bez vyzařující energie

Podle Bohrova First Postulate, elektrony popisují kruhové dráhy kolem jádra atomu bez vyzařující energie.

Orbity jsou povoleny

Podle Bohrova druhého postulátu jsou jedinými povolenými dráhami elektronu ty, pro které je moment hybnosti L elektronu celočíselným násobkem Planckovy konstanty. Matematicky se vyjadřuje takto:

Energie emitovaná nebo absorbovaná ve skocích

Podle Třetího Postulátu by elektrony emitovaly nebo absorbovaly energii ve skocích z jedné orbity na druhou. Při skoku na oběžné dráze je foton emitován nebo absorbován, jehož energie je reprezentována matematicky:

Postuláty atomového modelu Bohr

Bohr dal kontinuitu planetárnímu modelu atomu, podle kterého se elektrony točily kolem kladně nabitého jádra, stejně jako planety kolem Slunce..

Tento model však zpochybňuje jeden z postulátů klasické fyziky. Podle toho, částice s elektrickým nábojem (jako elektron), který se pohybuje v kruhové dráze, by měla nepřetržitě ztrácet energii emisí elektromagnetického záření. Při ztrátě energie by elektron musel následovat spirálu, dokud nespadne do jádra.

Bohr pak předpokládal, že zákony klasické fyziky nebyly nejvhodnější k popisu stability pozorované v atomech a představil následující tři postuláty:

První postulát

Elektron se točí kolem jádra v kroužících drahách, aniž by vyzařoval energii. V těchto drahách je orbitální moment hybnosti konstantní.

Pro elektrony atomu jsou povoleny pouze oběžné dráhy určitých poloměrů odpovídající určitým definovaným hladinám energie.

Druhý postulát

Ne všechny oběžné dráhy jsou možné. Jakmile je však elektron na oběžné dráze, která je povolena, nachází se ve stavu specifické a konstantní energie a nevydává energii (oběžné dráhy stacionární energie)..

Například, v atomu vodíku povolené energie pro elektron jsou dány následující rovnicí: \ t

Elektronové energie atomu vodíku, které jsou generovány z výše uvedené rovnice, jsou negativní pro každou z hodnot n. Jak n roste, energie je méně negativní a proto se zvyšuje.

Když n je dostatečně velká - například n = ∞ - energie je nulová a představuje, že elektron byl uvolněn a ionizovaný atom. Tento stav nulové energie má větší energii než stavy s negativní energií.

Třetí postulát

Elektron se může přeměnit ze stacionární energie na oběžné dráhy tím, že emituje nebo absorbuje energii.

Vyzařovaná nebo absorbovaná energie se bude rovnat energetickému rozdílu mezi oběma stavy. Tato energie E je ve formě fotonu a je dána následující rovnicí:

E = h ν

V této rovnici E je energie (absorbovaná nebo emitovaná), h je Planckova konstanta (její hodnota je 6,63 x 10^-34 joule-sekundy [J-s]) a ν je frekvence světla, jehož jednotka je 1 / s.

Schéma hladin energie pro atomy vodíku

Bohrův model byl schopen uspokojivě vysvětlit spektrum atomu vodíku. Například v rozsahu vlnových délek viditelného světla je emisní spektrum atomu vodíku následující:

Podívejme se, jak můžete vypočítat frekvenci některých pozorovaných světelných pásem; například červená barva.

Pomocí první rovnice a nahrazení n za 2 a 3 získáte výsledky, které se objeví v diagramu.

To je:

Pro n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Pro n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

Pak je možné vypočítat rozdíl energie pro dvě úrovně:

ΔE = E₃ - E₂ = (-2,42 - (- 5,45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

Podle rovnice vysvětlené ve třetím postulátu ΔE = h ν. Pak můžete vypočítat ν (frekvenci světla):

ν = ΔE / h

To je:

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

ν = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 nebo 4,56 x 10¹⁴ Hz

Být λ = c / ν a rychlost světla c = 3 x 10 ⁸ m / s, vlnová délka je dána vztahem:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Toto je hodnota vlnové délky červeného pruhu pozorovaná ve spektru vodíkových vedení.

3 hlavní omezení Bohrova modelu

1 - Přizpůsobuje se spektru atomu vodíku, ale ne spektru jiných atomů.

2- undulatory vlastnosti elektronu nejsou reprezentovány v popisu tohoto jako malá částečka to točí se kolem atomového jádra.

3- Bohr nedokáže vysvětlit, proč se klasický elektromagnetismus nevztahuje na jeho model. To je důvod, proč elektrony nevyzařují elektromagnetické záření, když jsou na pevné dráze.

Články zájmu

Atomový model Schrödingera.

Atomový model Broglie.

Atomový model Chadwicku.

Atomový model Heisenberga.

Atomový model Perrinu.

Atomový model Thomsona.

Atomový model Daltona.

Atomový model Dirac Jordan.

Atomový model Democritus.

Odkazy

1. Brown, T. L. (2008). Chemie: centrální věda. Horní Saddle řeka, NJ: Pearson Prentice chodba
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Kvantová fyzika atomů, molekul, pevných látek, jader a částic. New York: Wiley
3. Atomový model Bohr-Sommerfeld. Zdroj: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Svět chemie Philadelphia, Pa .: Saunders College Publishing, str. 76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène. Zdroj: fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospektiva sur l'atome: le modèle de Bohr cent. Citováno z: home.cern