BOHR ATOMMODELLJE: JELLEMZŐK ÉS POSZTULÁCIÓK - FIZIKAI - 2026

A Bohri atommodell Neils Bohr (1885-1962) dán fizikus által javasolt atom reprezentációja. A modell megállapítja, hogy az elektron egy rögzített távolságon körüli pályán halad az atommag körül, egyenletes körkörös mozgást írva le. A pályák - vagy az energiaszintek, amint azt nevezi - eltérő energiájúak.

Minden alkalommal, amikor az elektron megváltoztatja pályáját, rögzített mennyiségben bocsát ki vagy absorbál energiát, úgynevezett "kvantát". Bohr magyarázta a hidrogénatom által kibocsátott (vagy abszorbeált) fény spektrumát. Amikor egy elektron az egyik pályáról a másikra a sejtmag felé halad, energiaveszteség következik be, és fény bocsát ki, jellemző hullámhosszúsággal és energiával.

Forrás: wikimedia.org. Szerző: Sharon Bewick, Adrignola. Illusztráció: Bohr atommodellje. Proton, pálya és elektron.

Bohr számozta az elektron energiaszinteit, figyelembe véve, hogy minél közelebb van az elektron a maghoz, annál alacsonyabb az energiaállapota. Így minél távolabb van az elektron a atommagtól, annál nagyobb az energiaszint száma, és ezért az energiaállapota is nagyobb lesz.

Főbb jellemzői

A Bohr-modell jellemzői azért fontosak, mert meghatározták a teljesebb atommodell kidolgozásának útját. A főbbek a következők:

Ezt támogatják más korabeli modellek és elméletek

Bohr modellje először építette be a kvantumelméletet, amely Rutherford atommodelljén és Albert Einstein fotoelektromos hatásából vett ötleteken alapult. Valójában Einstein és Bohr barátok voltak.

Kísérleti bizonyítékok

E modell szerint az atomok csak akkor abszorbeálják vagy bocsátják ki a sugárzást, amikor az elektronok az engedélyezett pályák között ugrálnak. A német fizikusok, James Franck és Gustav Hertz 1914-ben kísérleti bizonyítékokat szereztek ezekről az államokról.

Az elektronok léteznek az energiaszinteken

Az elektronok körülveszik a magot és bizonyos energiaszinteken léteznek, amelyek diszkrét és kvantumszámban vannak leírva.

Ezen szintek energiaértéke egy n szám függvényében létezik, amelyet fő kvantumszámnak nevezünk, amelyet később részletező egyenletekkel lehet kiszámítani.

Energia nélkül az elektron nem mozog

Forrás: wikimedia.org. Szerző: Kurzon

A felső ábra egy elektronot mutat, amely kvantumugrást okoz.

E modell szerint energia nélkül nem mozog az elektron egyik szintről a másikra, ugyanúgy, mint energia nélkül nem lehetséges egy leesett tárgy felemelése vagy két mágnes elválasztása.

Bohr a kvantumot javasolta, mint az elektronnak az egyik szintről a másikra való átjutásához szükséges energiát. Azt is megállapította, hogy az elektronok által elfoglalt legalacsonyabb energiaszintet "alapállapotnak" nevezik. A "gerjesztett állapot" egy instabilabb állapot, amely egy elektron áthaladása egy magasabb energiájú pályára.

Az elektronok száma minden héjban

Az egyes héjakba illeszkedő elektronokat 2n ^2- rel számoljuk

A periódusos rendszer részét képező és ugyanabban az oszlopban lévő kémiai elemeknek ugyanazon elektronok vannak az utolsó héjában. Az első négy rétegben az elektronok száma 2, 8, 18 és 32 lenne.

Az elektronok körkörös pályákon forognak az energia sugárzása nélkül

Bohr első posztulációja szerint az elektronok az atommag körül körkörös keringéseket írnak le, az energia sugárzása nélkül.

Keringési pályák megengedettek

Bohr második posztulációja szerint az elektronok számára csak azok a pályák megengedettek, amelyeknél az elektron L szögsebessége a Planck állandó egész számának szorzata. Matematikailag így fejezik ki:

Ugrások során kibocsátott vagy elnyelt energia

A harmadik posztulátum szerint az elektronok energiát bocsátanak ki vagy absorbálnak az egyik pályáról a másikra ugrálva. A pályán az ugrás során foton kerül kibocsátásra vagy elnyelésre, amelynek energiáját matematikailag ábrázolják:

Bohr atommodellje posztulál

Bohr folytatta az atom bolygóbeli modelljét, amely szerint az elektronok pozitív töltésű mag körül forogtak, csakúgy, mint a Nap körüli bolygók.

Ez a modell azonban a klasszikus fizika egyik posztulátumát vitatja. Ennek értelmében egy elektromos töltéssel rendelkező részecskének (például elektronnak), amely körkörös úton halad, folyamatosan vesztenie kell az energiát az elektromágneses sugárzás kibocsátása révén. Az energia elvesztésekor az elektronnak egy spirált kell követnie, amíg az a magba nem esik.

Bohr aztán feltételezte, hogy a klasszikus fizika törvényei nem voltak a legmegfelelőbbek az atomok megfigyelt stabilitásának leírására, és a következő három posztulátumot terjesztette elő:

Első posztulátum

Az elektron az atommag körüli körkörös pályákon megy körül, energiát nem sugározva. Ezekben a pályákban az orbitális szögmozgás állandó.

Egy atom elektronjaihoz csak bizonyos sugár körüli pályák megengedettek, amelyek megfelelnek bizonyos meghatározott energiaszinteknek.

Második posztulátum

Nem minden pálya lehetséges. De ha az elektron egy megengedett pályán van, akkor annak specifikus és állandó energiája van, és nem bocsát ki energiát (álló energiapálya).

Például a hidrogénatomban az elektron számára megengedett energiákat a következő egyenlet adja meg:

Ebben az egyenletben a -2,18 x 10 ^–18 érték a hidrogénatom Rydberg állandója, és n = kvantumszám értéke 1 és ∞ között lehet.

A hidrogénatomnak az előző egyenletből származó elektronenergiája n értéke mindegyikére negatív. Amint n növekszik, az energia kevésbé negatív, ezért növekszik.

Ha n elég nagy - például n = ∞ -, az energia nulla, és azt jelzi, hogy az elektron felszabadult és az atom ionizált. Ez a nulla energiaállapotú energia magasabb energiát mutat, mint a negatív energiaállapot.

Harmadik posztulátum

Egy elektron az álló helyzetű energiapályáról a másikra energia kibocsátása vagy abszorpciója révén változhat.

A kibocsátott vagy elnyelt energia megegyezik a két állapot közötti energiakülönbséggel. Ez az E energia foton formájában van, és az alábbi egyenlettel adja meg:

E = h ν

Ebben az egyenletben az E (abszorbeált vagy kibocsátott) energia, h a Planck állandó (értéke 6,63 x ^10-34 joule-másodperc) és ν a fény frekvenciája, amelynek mértékegysége 1 / s.

A hidrogénatomok energiaszintjének diagramja

A Bohr-modell képes volt kielégítően magyarázni a hidrogénatom spektrumát. Például a látható fény hullámhossz-tartományában a hidrogénatom emisszióspektruma a következő:

Lássuk, hogyan lehet kiszámítani néhány megfigyelt fénysáv frekvenciáját; például a piros szín.

Az első egyenlet felhasználásával és az n és 2 és 3 helyettesítésével kapjuk meg az eredményeket, amelyek a diagramban szerepelnek.

Vagyis:

Az n = 2, E ₂ = -5,45 x 10 ^-19 J

Az n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

Ezután kiszámítható az energiakülönbség a két szintre:

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

A harmadik posztulátumban kifejtett egyenlet szerint ΔE = h ν. Tehát kiszámolhatja a ν (fény frekvenciája):

ν = ΔE / h

Vagyis:

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

ν = 4,56 x 10 ¹⁴ s- ¹ vagy 4,56 x 10 ¹⁴ Hz

Ha λ = c / ν, és a fénysebesség c = 3 x 10 ⁸ m / s, a hullámhosszt a következő érték adja meg:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Ez a megfigyelt vörös sáv hullámhossz-értéke a hidrogénvonal-spektrumban.

A Bohr-modell három fő korlátozása

1- alkalmazkodik a hidrogénatom spektrumához, de más atomok spektrumához nem igaz.

2 - Az elektron hullámtulajdonságai nem kerülnek bemutatásra, mint egy kis részecske, amely az atommag körül forog.

3- Bohr nem tudja megmagyarázni, hogy miért nem vonatkozik a klasszikus elektromágnesesség modelleire. Vagyis az elektronok nem bocsátanak ki elektromágneses sugárzást, amikor álló pályán vannak.

Érdekes cikkek

Schrödinger atommodellje.

De Broglie atommodell.

Chadwick atommodellje.

Heisenberg atommodell.

Perrin atommodellje.

Thomson atommodellje.

Dalton atommodellje.

Dirac Jordan atommodell.

A Democritus atommodellje.

Sommerfeld atommodell.

Irodalom

1. Brown, TL (2008). Kémia: a központi tudomány. Felső Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R. és Resnick, R. (2009). Atomok, molekulák, szilárd anyagok, magok és részecskék kvantumfizikája. New York: Wiley
3. Bohr-Sommerfeld atommodell. Helyreállítva: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). A kémia világa. Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, 76-78.
5. A Bohr de l'atome d'hydrogène modellje. Helyreállítva a fr.khanacademy.org oldalról
6. Izlar, K. Rétrospective, l'atome: Bohr cent mod. Helyreállítva: home.cern