Atomisk Model af Bohr Egenskaber, Postulater, Begrænsninger

den Bohrs atommodel er en repræsentation af atomet foreslået af den danske fysiker Neils Bohr (1885-1962). Modellen siger, at elektronen bevæger sig i kredsløb på en fast afstand omkring atomkernen, der beskriver en ensartet cirkelbevægelse. Banerne - eller energiniveauer, som han kaldte dem - har forskellig energi.

Hver gang elektronen ændrer kredsløb, udsender eller absorberer den energi i faste mængder kaldet "quanta". Bohr forklarede spektret af lys emitteret (eller absorberet) af hydrogenatomet. Når en elektron bevæger sig fra en kredsløb til en anden mod kernen, er der et tab af energi, og lys udløses med bølgelængde og energiegenskaber.

Bohr nummererede energiniveauerne af elektronen, idet jo mere tætte elektronen er på kernen, jo lavere er energitilstanden. På denne måde jo længere væk er elektronen fra kernen, jo højere er energiniveauet, og derfor vil energitilstanden være højere..

indeks

• 1 Hovedkarakteristika
  • 1.1 Det er baseret på andre modeller og teorier af tiden
  • 1.2 Eksperimentelle beviser
  • 1.3 Elektroner findes i energiniveauer
  • 1.4 Uden energi er der ingen bevægelse af elektronen
  • 1,5 Antal elektroner i hvert lag
  • 1.6 Elektroner roterer i cirkulære kredsløb uden at udstråle energi
  • 1.7 Tilladte baner
  • 1.8 Energi udsendes eller absorberes i hopp
• 2 Postulater af Bohr-atommodellen
  • 2.1 Første postulat
  • 2.2 Andet postulat
  • 2.3 Tredje postulat
• 3 Diagram over energiniveauer for hydrogenatomer
• 4 De tre hovedbegrænsninger af Bohr-modellen
• 5 Artikler af interesse
• 6 referencer

Hovedkarakteristika

Bohr-modelegenskaberne er vigtige, fordi de har bestemt vejen mod udviklingen af ​​en mere fuldstændig atommodel. De vigtigste er:

Det er baseret på andre modeller og teorier af tiden

Bohrs model var den første til at indarbejde kvantteori understøttet af Rutherfords atommodel og ideer taget fra Albert Einsteins fotoelektriske virkning. Faktisk var Einstein og Bohr venner.

Eksperimentelle beviser

Ifølge denne model absorberer eller fjerner atomerne kun stråling, når elektronerne hopper mellem de tilladte kredsløb. Tyske fysikere James Franck og Gustav Hertz opnåede eksperimentelle beviser for disse stater i 1914.

Elektroner eksisterer i energiniveauer

Elektroner omgiver kernen og eksisterer på bestemte energiniveauer, som er diskrete og som beskrives i kvante tal.

Energiværdien af ​​disse niveauer eksisterer som en funktion af et tal n, kaldet hovedkvantumtalet, som kan beregnes med ligninger, der vil blive beskrevet senere.

Uden energi er der ingen bevægelse af elektronen

Illustrationen ovenfor viser en elektron, der gør kvantespring.

Ifølge denne model, uden energi er der ingen bevægelse af elektronen fra et niveau til et andet, ligesom uden energi er det ikke muligt at løfte et objekt, der er faldet eller adskilt to magneter.

Bohr foreslog kvantet som den energi, der kræves af en elektron, at passere fra et niveau til et andet. Han udtalte også, at det laveste energiniveau, der er optaget af en elektron, kaldes "jordstaten". Den "ophidsede tilstand" er en mere ustabil tilstand, der skyldes passage af en elektron til en højere energibane. 

Antal elektroner i hvert lag

De elektroner, der passer ind i hvert lag, beregnes med 2n² 

De kemiske elementer, der er en del af det periodiske bord, og som er i samme kolonne, har de samme elektroner i det sidste lag. Antallet af elekroner i de første fire lag ville være 2, 8, 18 og 32.

Elektronerne roterer i cirkulære kredsløb uden at udstråle energi

Ifølge Bohrs første postulat beskriver elektroner cirkulære kredsløb omkring atomets kerner uden at udstråle energi.

Orbits tilladt

Ifølge Bohrs andet postulat er de eneste tilladte kredsløb for en elektron de, for hvilke elektronens vinkelmoment L er et helt tal multipel af Planckkonstanten. Matematisk udtrykkes det som dette:

Energi udsendes eller absorberes i hopp

Ifølge det tredje postulat ville elektronerne udsende eller absorbere energi i hoppene fra en kredsløb til en anden. I omløbets omløb udsendes eller absorberes en foton, hvis energi er repræsenteret matematisk:

Postulater af Bohr-atommodellen

Bohr gav kontinuitet til atomets planetmodel, hvorefter elektronerne drejede sig om en positivt ladet kerne, såvel som planeterne omkring solen.

Denne model udfordrer imidlertid en af ​​postulaterne i klassisk fysik. I overensstemmelse hermed skal en partikel med en elektrisk ladning (som elektronen), der bevæger sig i en cirkulær bane, miste energi kontinuerligt ved emission af elektromagnetisk stråling. Når man mister energi, skal elektronen følge en spiral, indtil den falder i kernen.

Bohr antog da, at lovene i klassisk fysik ikke var den mest egnede til at beskrive stabiliteten observeret i atomer, og han præsenterede følgende tre postulater:

Første postulat

Elektronen drejer rundt om kernen i cirklende kredsløb uden at udstråle energi. I disse kredsløb er det orbitale vinkelmoment konstant.

For elektronerne af et atom tillades kun kredsløb af bestemte radii svarende til bestemte definerede energiniveauer.

Andet postulat

Ikke alle baner er mulige. Men når elektronen er i en kredsløb, der er tilladt, er den i en tilstand af specifik og konstant energi og udsender ikke energi (stationær energibane).

For eksempel gives i hydrogenatomet de tilladte energier til elektronen med følgende ligning:

Elektronenergierne af et hydrogenatom, der er dannet ud fra ovenstående ligning, er negative for hver af værdierne af n. Når n stiger, er energien mindre negativ og øges derfor.

Når n er stor nok, for eksempel n = ∞-energien er nul og repræsenterer, at elektronen er frigivet og det ioniserede atom. Denne tilstand af nul energi har en større energi end stater med negative energier.

Tredje postulat

En elektron kan skifte fra en stationær energibane til en anden ved at udsende eller absorbere energi.

Den udledte eller absorberede energi svarer til energiforskellen mellem de to tilstande. Denne energi E er i form af en foton og er givet ved følgende ligning:

E = h ν

I denne ligning er E energien (absorberet eller udsendt), h er Planck konstanten (dens værdi er 6,63 x 10^-34 Joule-sekunder [J-s]) og ν er lysfrekvensen, hvis enhed er 1 / s.

Diagram over energiniveauer for hydrogenatomer

Bohr-modellen kunne tilfredsstillende forklare spektret af hydrogenatomet. For eksempel er der i området af bølgelængder af synligt lys følgende emissionsstof:

Lad os se, hvordan du kan beregne hyppigheden af ​​nogle af de observerede lysbånd; for eksempel farven rød.

Ved at bruge den første ligning og erstatte n for 2 og 3 får du de resultater, der vises i diagrammet.

Det er:

For n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

For n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

Det er så muligt at beregne energiforskellen for de to niveauer:

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

Ifølge ligningen forklaret i det tredje postulat ΔE = h ν. Derefter kan du beregne v (lysfrekvens):

v = ΔE / h

Det er:

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

v = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 eller 4,56 x 10¹⁴ hz

At være λ = c / v, og lysets hastighed c = 3 x 10 ⁸ m / s, bølgelængden er givet af:

λ = 6.565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Dette er bølgelængdeværdien af ​​det røde bånd, der observeres i spektret af hydrogenledninger.

De tre hovedbegrænsninger af Bohr-modellen

1- Det tilpasser sig til spektret af hydrogenatomet, men ikke til spektrene af andre atomer.

2- Elektronens bølgende egenskaber er ikke repræsenteret i beskrivelsen af ​​dette som en lille partikel, der drejer rundt om atomkernen.

3- Bohr undlader at forklare, hvorfor klassisk elektromagnetisme ikke gælder for hans model. Det er derfor, at elektroner ikke udsender elektromagnetisk stråling, når de er i et stationært kredsløb.

Artikler af interesse

Atom model af Schrödinger.

Atomisk model af Broglie.

Atom model af Chadwick.

Atommodel af Heisenberg.

Atomisk model af Perrin.

Atommodel af Thomson.

Atommodel af Dalton.

Atomisk model af Dirac Jordan.

Atomisk model af Democritus.

referencer

1. Brown, T. L. (2008). Kemi: Den centrale videnskab. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Kvantfysik af atomer, molekyler, faste stoffer, kerner og partikler. New York: Wiley
3. Atommodel af Bohr-Sommerfeld. Hentet fra: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Kemiens verden Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, s. 76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atom d'hydrogène. Hentet fra fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospective sur l'atom: Le modèle de Bohr a cent ans. Hentet fra: home.cern