BOHRŮV ATOMOVÝ MODEL: VLASTNOSTI A POSTULÁTY - FYZICKÝ - 2025

Bohr modelu atomu je znázornění atomu navržené dánský fyzik Neils Bohr (1885-1962). Model stanoví, že elektron cestuje po oběžné dráze v pevné vzdálenosti kolem atomového jádra a popisuje rovnoměrný kruhový pohyb. Oběžné dráhy - nebo energetické úrovně, jak jim říkal - mají jinou energii.

Pokaždé, když elektron změní svou orbitu, emituje nebo absorbuje energii ve fixních množstvích zvaných "quanta". Bohr vysvětlil spektrum světla emitovaného (nebo absorbovaného) atomem vodíku. Když se elektron pohybuje z jedné orbity na druhou směrem k jádru, dochází ke ztrátě energie a je emitováno světlo s charakteristickou vlnovou délkou a energií.

Zdroj: wikimedia.org. Autor: Sharon Bewick, Adrignola. Ilustrace Bohrova atomového modelu. Proton, orbita a elektron.

Bohr počítal energetické hladiny elektronu, vzhledem k tomu, že čím blíže je elektron k jádru, tím nižší je jeho energetický stav. Čím dále je tedy elektron dále od jádra, počet energetických hladin bude větší, a proto bude energetický stav větší.

Hlavní rysy

Charakteristiky Bohrova modelu jsou důležité, protože určovaly cestu k vývoji úplnějšího atomového modelu. Mezi hlavní patří:

Je podporován jinými modely a teoriemi času

Bohrův model byl první, který začlenil kvantovou teorii založenou na Rutherfordově atomovém modelu a na myšlenkách převzatých z fotoelektrického efektu Alberta Einsteina. Ve skutečnosti byli Einstein a Bohr přátelé.

Experimentální důkazy

Podle tohoto modelu atomy absorbují nebo emitují záření pouze tehdy, když elektrony skočí mezi povolenými oběžnými dráhami. Němečtí fyzici James Franck a Gustav Hertz získali experimentální důkazy pro tyto státy v roce 1914.

Elektrony existují v energetických úrovních

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

Hodnota energie těchto hladin existuje jako funkce čísla n, nazývaného hlavní kvantové číslo, které lze vypočítat pomocí rovnic, které budou podrobně popsány později.

Bez energie nedochází k pohybu elektronu

Zdroj: wikimedia.org. Autor: Kurzon

Horní obrázek ukazuje elektron, který dělá kvantové skoky.

Podle tohoto modelu bez energie nedochází k pohybu elektronů z jedné úrovně do druhé, stejně jako bez energie není možné zvednout padlý předmět nebo oddělit dva magnety.

Bohr navrhl kvantum jako energii potřebnou elektronem k přechodu z jedné úrovně na druhou. Také zjistil, že nejnižší energetická úroveň, kterou elektron zaujímá, se nazývá „pozemní stav“. „Vzrušený stav“ je nestabilnější stav, výsledek přechodu elektronu na orbitál s vyšší energií.

Počet elektronů v každé skořápce

Elektrony, které se vejdou do každé nádrže jsou vypočteny s 2n ²

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

Elektrony rotují v kruhových drahách bez vyzařující energie

Podle Bohrova prvního postulátu elektrony popisují kruhové dráhy kolem jádra atomu, aniž by vyzařovaly energii.

Oběžná dráha povolena

Podle Bohrova druhého postulátu jsou jedinými oběžnými dráhami povolenými pro elektron elektrony ty, pro které je úhlová hybnost L elektronu celé číslo Planckovy konstanty. Matematicky je vyjádřeno takto:

Energie emitovaná nebo absorbovaná při skokech

Podle třetího postulátu by elektrony emitovaly nebo absorbovaly energii ve skokech z jedné orbity na druhou. Při skoku na oběžné dráze je emitován nebo absorbován foton, jehož energie je matematicky znázorněna:

Bohrův atomový model postuluje

Bohr pokračoval v planetárním modelu atomu, podle kterého se elektrony otáčely kolem kladně nabitého jádra, stejně jako planety kolem Slunce.

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

Bohr pak předpokládal, že zákony klasické fyziky nebyly nejvhodnější pro popis pozorované stability atomů a navrhl následující tři postuláty:

První postulát

Elektron obíhá kolem jádra na oběžné dráze, která kreslí kruhy, aniž by vyzařovala energii. V těchto orbitách je orbitální moment hybnosti konstantní.

Pro elektrony atomu jsou povoleny pouze oběžné dráhy určitých poloměrů, které odpovídají určitým definovaným úrovním energie.

Druhý postulát

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

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

V této rovnici je hodnota -2,18 x 10 ^-18 je Rydberg konstanta pro atom vodíku, a n = kvantové číslo může nabývat hodnot od 1 do ∞.

Energie elektronů atomu vodíku, které jsou generovány z předchozí rovnice, jsou negativní pro každou z hodnot n. Jak se zvyšuje n, energie je méně negativní, a proto se zvyšuje.

Když je n dostatečně velké - například n = ∞ - energie je nula a představuje, že se elektron uvolnil a atom ionizoval. Tento stav nulové energie obsahuje vyšší energii než negativní energetické stavy.

Třetí postulát

Elektron se může změnit z jedné stacionární energetické dráhy na druhou pomocí emise nebo absorpce energie.

Energie emitovaná nebo absorbovaná se bude rovnat rozdílu v energii mezi těmito dvěma 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 sekund) a ν je frekvence světla, jejíž jednotka je 1 / s.

Diagram energetické hladiny 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:

Uvidíme, jak lze vypočítat frekvenci některých pozorovaných světelných pásem; například barva červená.

Použitím první rovnice a nahrazením n a 2 za n se získají výsledky uvedené v diagramu.

To znamená:

Pro n = 2, E ₂ = -5,45 x 10 ^-19 J

Pro n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

Potom je možné vypočítat energetický rozdíl pro dvě úrovně:

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

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

ν = ΔE / h

To znamená:

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

v = 4,56 x 10 ¹⁴ s ^-1 nebo 4,56 x 10 ¹⁴ Hz

Protože je λ = c / ν a rychlost světla c = 3 x ¹⁰⁸ m / s, je vlnová délka dána:

A = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Toto je hodnota vlnové délky pozorovaného červeného pruhu ve vodíkovém spektru.

3 hlavní omezení Bohrova modelu

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

2 - Vlnové vlastnosti elektronu nejsou v popisu uvedeného jako malá částice, která se točí kolem atomového jádra.

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

Články zájmu

Schrödingerův atomový model.

Atomový model De Broglie.

Chadwickův atomový model.

Heisenbergův atomový model.

Perrinův atomový model.

Thomsonův atomový model.

Daltonův atomový model.

Atomový model Dirac Jordan.

Atomový model Demokrita.

Sommerfeldský atomový model.

Reference

1. Brown, TL (2008). Chemie: ústřední věda. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Kvantová fyzika atomů, molekul, pevných látek, jader a částic. New York: Wiley
3. Bohr-Sommerfeldův atomový model. Obnoveno z: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Svět chemie. Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, str. 7-6-78.
5. Model Bohr de l'atome d'hydrogène. Obnoveno z fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Rétrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Obnoveno z: home.cern