Modelul atomic al caracteristicilor lui Bohr, postulate, limite

Modelul atomic al lui Bohr este o reprezentare a atomului propus de fizicianul danez Neils Bohr (1885-1962). Modelul afirmă că electronul se mișcă în orbite la o distanță fixă ​​în jurul nucleului atomic, descriind o mișcare circulară uniformă. Orbiturile - sau nivelurile de energie, așa cum le-a numit - sunt de energie diferită.

De fiecare dată când electronul schimbă orbita, emite sau absoarbe energia 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 în alta spre nucleu, există o pierdere de energie și se emite lumină, cu lungimea de undă și energia caracteristică.

Bohr a numerotat nivelurile de energie ale electronului, având în vedere că, cu cât electronul este mai apropiat de nucleu, cu atât este mai redusă starea sa de energie. În acest fel, cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mare numărul de nivel de energie și, prin urmare, starea de energie va fi mai mare.

index

• 1 Caracteristici principale
  • 1.1 Se bazează pe alte modele și teorii ale timpului
  • 1.2 Dovezi experimentale
  • 1.3 Electronii există în nivelurile de energie
  • 1.4 Fără energie nu există nici o mișcare a electronului
  • 1.5 Numărul de electroni din fiecare strat
  • 1.6 Electronii se rotesc in orbite circulare fara a radia energia
  • 1.7 orbite permise
  • 1.8 Energia emisă sau absorbită în salturi
• 2 Postulate ale modelului atomic Bohr
  • 2.1 Primul postulat
  • 2.2 Cel de-al doilea postulat
  • 2.3 Postulat al treilea
• 3 Diagrama nivelurilor de energie pentru atomii de hidrogen
• 4 Cele trei limitări principale ale modelului Bohr
• 5 Articole de interes
• 6 Referințe

Caracteristici principale

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

Se bazează pe alte modele și teorii ale timpului

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

Dovezi experimentale

Conform acestui model, atomii absoarbe sau emite radiații numai atunci când electronii sară între orbitele permise. Fizicienii germani James Franck și Gustav Hertz au obținut dovezi experimentale ale acestor state în 1914.

Electronii există în nivelurile de energie

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

Valoarea energetică a acestor niveluri există ca o funcție a unui număr n, numit principalul cuantum numeric, care poate fi calculat cu ecuații care vor fi detaliate mai târziu.

Fără energie nu există nici o mișcare a electronului

Ilustrația de sus arată un electron care face salturi cuantice.

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

Bohr a sugerat cuantumul ca energia necesară unui electron să treacă de la un nivel la altul. El a mai afirmat că cel mai scăzut nivel de energie ocupat de un electron se numește "starea de bază". "Starea excitat" este o stare mai instabilă, rezultatul trecerii unui electron într-o orbitală energetică superioară.

Numărul de electroni din fiecare strat

Electronii care se încadrează în fiecare strat sunt calculați cu 2n² 

Elementele chimice care fac parte din tabelul periodic și care sunt în aceeași coloană au aceiași electroni în ultimul strat. Numărul de elecroni din primele patru straturi ar fi 2, 8, 18 și 32.

Electronii se rotesc în orbite circulante fără a le radia energia

Conform primului postulat al lui Bohr, electronii descriu orbite circulară în jurul nucleului atomului fără a-și radia energia.

Orbiturile au fost 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 multiplu întreg al constantei Planck. Matematic este exprimat astfel:

Energia emisă sau absorbită în salturi

Conform celui de-al Treilea Postulate, electronii ar emite sau absorbi energie în sărituri de la o orbită la alta. În saltul orbitei este emis sau absorbit un foton, a cărui energie este reprezentată matematic:

Postulate ale modelului atomic Bohr

Bohr a dat continuitate modelului planetar al atomului, conform căruia electronii s-au rotit în jurul unui nucleu încărcat pozitiv, precum și al planetelor din jurul Soarelui.

Totuși, acest model provoacă unul dintre postulatele fizicii clasice.Conform acestui fapt, o particulă cu o sarcină electrică (ca electronul) care se mișcă într-o cale circulară ar trebui să-și piardă energia continuu prin emisia de radiații electromagnetice. Când pierde energie, electronul va trebui să urmeze o spirală până când va cădea în nucleu.

Bohr a presupus apoi că legile fizicii clasice nu au fost cele mai indicate pentru a descrie stabilitatea observată în atomi și a prezentat următoarele trei postulate:

Primul postulat

Electronul se învârte în jurul nucleului în orbite circulante, fără a le radia energia. În aceste orbite impulsul orbital orizontal este constant.

Pentru electronii unui atom sunt permise numai orbite de anumite raze, care corespund anumitor nivele de energie definite.

Al doilea postulat

Nu toate orbitele sunt posibile. Dar odată ce electronul se află într-o orbită care este permisă, se află într-o stare de energie specifică și constantă și nu emite energie (orbită energetică 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, iar n = numărul cuantic poate lua valori de la 1 la ∞.

Energiile electronice ale unui atom de hidrogen generate de ecuația de mai sus 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 că electronul a fost eliberat și atomul ionizat. Această stare de energie zero are o energie mai mare decât statele cu energii negative.

Al treilea postulat

Un electron se poate schimba de la o orbită energetică staționară la alta prin emiterea sau absorbția energiei.

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

E = h ν

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

Diagrama nivelurilor de energie pentru atomii de hidrogen

Modelul Bohr a reușit să explice în mod satisfăcător spectrul atomului de hidrogen. De exemplu, în intervalul lungimilor de undă ale luminii vizibile, spectrul de emisie al atomului de hidrogen este după cum urmează:

Să vedem cum puteți calcula frecvența câtorva benzi de lumină observate; de exemplu, culoarea roșie.

Folosind prima ecuație și înlocuind cu n pentru 2 și 3 veți obține rezultatele care apar în diagramă.

Aceasta este:

Pentru n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Pentru n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

Se poate apoi calcula diferența de energie pentru cele două nivele:

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

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

n = ΔE / h

Aceasta este:

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

n = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 sau 4,56 x 10¹⁴ Hz

Fiind λ = c / ν, iar 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 observată în spectrul de linii 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 valurilor electronului nu sunt reprezentate în descrierea acestei ca o particulă mică care se învârte în jurul nucleului atomic.

3 - Bohr nu explică de ce electromagnetismul clasic nu se aplică modelului său. Adică, de ce electronii nu emite radiații electromagnetice când se află într-o orbită staționară.

Articole de interes

Modelul atomic al lui Schrödinger.

Modelul atomic al lui Broglie.

Modelul atomic al lui Chadwick.

Modelul atomic al lui Heisenberg.

Modelul atomic al lui Perrin.

Modelul atomic al lui Thomson.

Modelul atomic al lui Dalton.

Modelul atomic al Dirac Iordan.

Modelul atomic al lui Democritus.

referințe

1. Brown, T. L. (2008). Chimie: știința centrală. Șaua superioară a râului, NJ: Sala Pearson Prentice
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009).Fizica cuantică a atomilor, a moleculelor, a solidelor, a nucleelor ​​și a particulelor. New York: Wiley
3. Modelul atomic al lui Bohr-Sommerfeld. Adus de la: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Lumea chimiei Philadelphia, PA: Saunders College Publishing, pag. 76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atome d'hidrogen. Adus de la fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospectiv la sursa: le modèle de Bohr an cent. Adus de la: home.cern