Bohr atomo modelis: charakteristikos, postulatai, apribojimai

Bohr atominis modelis yra atomo, kurį siūlo danų fizikas Neils Bohr (1885-1962), atvaizdas. Modelyje teigiama, kad elektronas orbitoje juda fiksuotu atstumu aplink atominį branduolį, apibūdindamas vienodą apskritimą. Orbitos - arba energijos lygiai, kaip jis juos pavadino, yra skirtingos energijos.

Kiekvieną kartą, kai elektronas keičia orbitą, jis skleidžia arba sugeria energiją fiksuotais kiekiais, vadinamais "kvantais". Bohras paaiškino vandenilio atomo skleidžiamos (arba absorbuotos) šviesos spektrą. Kai elektronas perkelia iš vienos orbitos į kitą į branduolį, atsiranda energijos ir šviesos praradimas, pasižymintis būdingu bangos ilgiu ir energija.

Bohras suskaičiavo elektrono energijos lygius, manydamas, kad kuo arčiau elektrono yra prie branduolio, tuo mažesnė jo energetinė būsena. Tokiu būdu, kuo toliau elektronas yra iš branduolio, tuo didesnis bus energijos lygio numeris, todėl energijos būsena bus didesnė.

Pagrindinės charakteristikos

Bohr modelio charakteristikos yra svarbios, nes jos nustatė kelią link išsamesnio atominio modelio kūrimo. Pagrindiniai yra šie:

Jis grindžiamas kitais laiko modeliais ir teorijomis

Bohr'o modelis buvo pirmasis, kuris įtraukė kvantinę teoriją, paremtą Rutherfordo atominiu modeliu, ir idėjas, paimtas iš Albert Einstein fotoelektrinio poveikio. Tiesą sakant, Einšteinas ir Bohras buvo draugai.

Eksperimentiniai įrodymai

Pagal šį modelį atomai sugeria arba spinduliuoja tik tada, kai elektronai pereina tarp leistinų orbitų. 1914 m. Vokiečių fizikai Jamesas Franckas ir Gustav Hertz gavo eksperimentinių šių valstybių įrodymų.

Elektronai egzistuoja energijos lygiuose

Elektronai supa branduolį ir egzistuoja tam tikruose energijos lygiuose, kurie yra diskretiški ir aprašyti kvantiniais skaičiais.

Šių lygių energetinė vertė egzistuoja kaip skaičiaus n, vadinamo pagrindiniu kvantiniu skaičiumi, funkcija, kuri gali būti apskaičiuota su tolesnėmis detalėmis.

Be energijos nėra elektrono judėjimo

Viršutinėje iliustracijoje parodyta elektrono, kuris sukuria kvantinius šuolius.

Pagal šį modelį be energijos nėra elektrono judėjimo iš vieno lygio į kitą, lygiai taip pat, kaip be energijos, neįmanoma pakelti kritusio objekto arba atskirti du magnetus.

Bohras pasiūlė kvantą, kaip elektronui reikalingą energiją pereiti iš vieno lygio į kitą. Jis taip pat pareiškė, kad mažiausias elektronų užimamas energijos lygis vadinamas „pagrindine būsena“. „Susijaudinusi būsena“ yra nestabilesnė būsena, kurią lemia elektrono patekimas į aukštesnę energijos orbitą.

Elektronų skaičius kiekviename sluoksnyje

Kiekviename sluoksnyje esantys elektronai skaičiuojami 2n2

Cheminiai elementai, kurie yra periodinės lentelės dalis ir yra toje pačioje stulpelyje, turi tuos pačius elektronus paskutiniame sluoksnyje. Pirmaisiais keturiais sluoksniais elekronų skaičius būtų 2, 8, 18 ir 32.

Elektronai sukasi aplink apskritimo orbitą be spinduliavimo energijos

Pagal Bohr's First Postulate, elektronai apibūdina apskritimo orbitus aplink atomo branduolį, nesukelia energijos.

Leidžiami orbitai

Pagal Bohr's Second Postulate, vienintelis leistinas elektrono orbitas yra tas, kurio elektrono kampinis momentas L yra Plancko konstantos sveikasis skaičius. Matematiškai tai išreiškiama taip:

Šuoliuose išmetama arba absorbuojama energija

Pagal Trečiąjį postulatą, elektronai išskiria arba sugeria energiją šuoliuose iš vienos orbitos į kitą. Orbitos šuolio metu išskiriamas arba sugeria fotonas, kurio energija matematiškai atstovaujama:

Bohr atominio modelio postulatai

Bohras davė tęstinumą planetos modelio atomai, pagal kurį elektronai sukasi aplink teigiamai įkrautą branduolį, taip pat planetas aplink Saulę.

Tačiau šis modelis iššūkis vienam iš klasikinės fizikos postulatų. Remiantis tuo, dalelė, turinti elektros krūvį (pvz., Elektroną), kuri juda apskritime, turėtų nuolat prarasti energiją, skleidžiant elektromagnetinę spinduliuotę. Praradus energiją, elektronas turėtų laikytis spiralės, kol jis nukris į branduolį.

Tuomet Bohras manė, kad klasikinės fizikos įstatymai nėra tinkamiausi apibūdinant atomuose pastebėtą stabilumą ir pristatė šiuos tris postulatus:

Pirmasis postulatas

Elektronai sukasi aplink branduolį žiedinėje orbitoje, nesukeliant energijos. Šiuose orbituose orbitinis kampinis momentas yra pastovus.

Atomo elektronams leidžiami tik tam tikrų spindulių orbitai, atitinkantys tam tikrus apibrėžtus energijos lygius.

Antrasis postulatas

Ne visos orbitos yra galimos. Bet kai elektronas yra leidžiama orbitoje, tai yra specifinės ir pastovios energijos būsena ir neišskiria energijos (stacionariosios energijos orbitos).

Pavyzdžiui, vandenilio atomo metu leistinos elektrono energijos vertės pateikiamos pagal šią lygtį:

Šioje lygtyje reikšmė -2, 18 x 10-18 yra vandenilio atomo Rydbergo konstanta, o n = kvantinis skaičius gali būti nuo 1 iki ∞.

Vandenilio atomo elektronų energija, generuojama iš aukščiau pateiktos lygties, yra neigiama kiekvienai n reikšmei. Kai n didėja, energija yra mažiau neigiama ir todėl didėja.

Kai n yra pakankamai didelis, pavyzdžiui, n = ∞ - energija yra nulis ir reiškia, kad elektronas buvo išleistas ir jonizuotas atomas. Ši nulinės energijos būsena turi didesnę energiją nei valstybės, turinčios neigiamų energijos.

Trečiasis postulatas

Elektronas gali keisti iš stacionariosios orbitos į kitą, skleidžiant arba sugeriant energiją.

Išleidžiama arba sugeriama energija bus lygi energijos skirtumui tarp dviejų valstybių. Ši energija E yra fotono forma ir pateikiama tokia lygtimi:

E = h ν

Šioje lygtyje E yra energija (absorbuojama arba išskiriama), h yra Planck konstanta (jos vertė yra 6, 63 x 10-34 džaulių sekundės [Js]) ir ν yra šviesos dažnis, kurio vienetas yra 1 / s.

Vandenilio atomų energijos lygių schema

Bohr modelis galėjo tinkamai paaiškinti vandenilio atomo spektrą. Pavyzdžiui, regimosios šviesos bangos ilgių diapazone vandenilio atomo spektras yra toks:

Pažiūrėkime, kaip galite apskaičiuoti kai kurių stebimų šviesos juostų dažnį; pavyzdžiui, raudona spalva.

Naudojant pirmąją lygtį ir pakeičiant n 2 ir 3, gaunami diagramoje pateikti rezultatai.

Tai yra:

N = 2, E2 = -5, 45 x 10-19 J

N = 3, E3 = -2, 42 x 10-19 J

Tada galima apskaičiuoti energijos skirtumą dviem lygiais:

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

Pagal lygtį, paaiškintą trečiame postulate ΔE = h ν. Tada galite apskaičiuoti ν (šviesos dažnis):

ν = ΔE / h

Tai yra:

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

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

Kadangi λ = c / ν ir šviesos greitis c = 3 x 10 8 m / s, bangos ilgį nurodo:

λ = 6, 565 x 10 - 7 m (656, 5 nm)

Tai yra raudonos juostos bangos ilgio, pastebėto vandenilio linijų spektre, vertė.

3 pagrindiniai Bohr modelio apribojimai

1- Jis prisitaiko prie vandenilio atomo spektro, bet ne prie kitų atomų spektrų.

2 - Elektrono apatinės savybės nėra aprašytos kaip maža dalelė, kuri sukasi aplink atominį branduolį.

3- Bohras nepaaiškina, kodėl klasikinis elektromagnetizmas jo modeliui netaikomas. Tai yra, kodėl elektronai neišskiria elektromagnetinės spinduliuotės, kai jie yra stacionariame orbitoje.