Atomic Model of Bohr Characteristics, Postulates, Limitations

de Bohr's atomisch model is een representatie van het atoom voorgesteld door de Deense natuurkundige Neils Bohr (1885-1962). Het model stelt dat het elektron beweegt in banen op een vaste afstand rond de atoomkern, en beschrijft een gelijkmatige cirkelvormige beweging. De banen - of energieniveaus, zoals hij ze noemde - zijn van verschillende energie.

Telkens wanneer het elektron van baan verandert, wordt energie uitgezonden of geabsorbeerd in vaste hoeveelheden die "quanta" worden genoemd. Bohr verklaarde het spectrum van licht uitgestraald (of geabsorbeerd) door het waterstofatoom. Wanneer een elektron van de ene naar de andere baan in de richting van de kern beweegt, is er een verlies van energie en wordt er licht uitgezonden, met golflengte- en energiekarakteristieken.

Bohr nummerde de energieniveaus van het elektron, aangezien hoe dichter het elektron zich bij de kern bevindt, hoe lager de energietoestand is. Op deze manier, hoe verder weg het elektron uit de kern komt, hoe hoger het energieniveaunummer zal zijn en daarom zal de energietoestand hoger zijn.

index

• 1 Belangrijkste kenmerken
  • 1.1 Het is gebaseerd op andere modellen en theorieën van die tijd
  • 1.2 Experimenteel bewijs
  • 1.3 Elektronen bestaan ​​in energieniveaus
  • 1.4 Zonder energie is er geen beweging van het elektron
  • 1.5 Aantal elektronen in elke laag
  • 1.6 Elektronen draaien in cirkelvormige banen zonder energie uit te stralen
  • 1.7 Toegestane banen
  • 1.8 Energie die wordt geëmitteerd of geabsorbeerd in sprongen
• 2 Postulaten van het atomaire model van Bohr
  • 2.1 Eerste postulaat
  • 2.2 Tweede postulaat
  • 2.3 Derde veronderstelling
• 3 Diagram van energieniveaus voor waterstofatomen
• 4 De 3 belangrijkste beperkingen van het Bohr-model
• 5 artikelen van belang
• 6 Referenties

Belangrijkste kenmerken

De Bohr-modelkarakteristieken zijn belangrijk omdat ze het pad hebben bepaald naar de ontwikkeling van een completer atomisch model. De belangrijkste zijn:

Het is gebaseerd op andere modellen en theorieën van die tijd

Het model van Bohr was de eerste waarin de kwantumtheorie werd opgenomen, ondersteund door het atoommodel van Rutherford en ideeën die waren ontleend aan het foto-elektrische effect van Albert Einstein. Einstein en Bohr waren zelfs vrienden.

Experimenteel bewijs

Volgens dit model absorberen of stralen de atomen alleen wanneer de elektronen tussen de toegestane banen springen. Duitse fysici James Franck en Gustav Hertz verkregen experimenteel bewijs van deze staten in 1914.

Elektronen bestaan ​​in energieniveaus

Elektronen omringen de kern en bestaan ​​op bepaalde energieniveaus, die discreet zijn en die in kwantumnummers worden beschreven.

De energiewaarde van deze niveaus bestaat als een functie van een getal n, het hoofdquantumgetal genoemd, dat kan worden berekend met vergelijkingen die later gedetailleerd zullen worden.

Zonder energie is er geen beweging van het elektron

De bovenstaande afbeelding toont een elektron dat kwantumsprongen maakt.

Volgens dit model, zonder energie, is er geen beweging van het elektron van het ene niveau naar het andere, net zoals zonder energie het niet mogelijk is om een ​​voorwerp op te tillen dat gevallen is of twee magneten scheidt.

Bohr stelde het quantum voor als de energie die een elektron nodig heeft om van het ene naar het andere niveau te gaan. Hij verklaarde ook dat het laagste energieniveau bezet door een elektron de "grondtoestand" wordt genoemd. De "geëxciteerde toestand" is een meer instabiele toestand, die het gevolg is van het passeren van een elektron naar een orbitaal met een hogere energie. 

Aantal elektronen in elke laag

De elektronen die in elke laag passen, worden berekend met 2n² 

De chemische elementen die deel uitmaken van het periodiek systeem en die zich in dezelfde kolom bevinden, hebben dezelfde elektronen in de laatste laag. Het aantal elecrones in de eerste vier lagen zou 2, 8, 18 en 32 zijn.

De elektronen roteren in cirkelvormige banen zonder energie uit te stralen

Volgens Bohr's eerste postulaat beschrijven elektronen cirkelbanen rond de kern van het atoom zonder energie uit te stralen.

Banen toegestaan

Volgens Bohr's Second Postulate zijn de enige toegestane banen voor een elektron die waarbij het impulsmoment L van het elektron een geheel veelvoud van de Planck-constante is. Wiskundig wordt het als volgt uitgedrukt:

Energie die wordt geëmitteerd of geabsorbeerd in sprongen

Volgens het Derde Postulaat zouden de elektronen energie in de sprongen van de ene baan naar de andere uitstralen of absorberen. In de sprong van de baan wordt een foton geëmitteerd of geabsorbeerd, waarvan de energie wiskundig wordt voorgesteld:

Postulaten van het atomaire model van Bohr

Bohr gaf continuïteit aan het planetaire model van het atoom, volgens welke de elektronen rond een positief geladen kern draaiden, evenals de planeten rond de zon.

Dit model daagt echter een van de postulaten van de klassieke fysica uit. Volgens dit moet een deeltje met een elektrische lading (zoals het elektron) dat in een cirkelvormig pad beweegt, continu energie verliezen door emissie van elektromagnetische straling. Bij het verliezen van energie zou het elektron een spiraal moeten volgen totdat het in de kern valt.

Bohr ging er toen van uit dat de wetten van de klassieke fysica niet de meest geschikte waren om de waargenomen stabiliteit in atomen te beschrijven en hij presenteerde de volgende drie postulaten:

Eerste postulaat

Het elektron draait rond de kern in cirkelende banen, zonder energie uit te stralen. In deze banen is het orbitale impulsmoment constant.

Voor de elektronen van een atoom zijn alleen banen van bepaalde radii toegestaan, die overeenkomen met bepaalde gedefinieerde energieniveaus.

Tweede postulaat

Niet alle banen zijn mogelijk. Maar zodra het elektron zich in een baan bevindt die is toegestaan, bevindt het zich in een staat van specifieke en constante energie en zendt geen energie uit (stationaire energiebaan).

In het waterstofatoom worden de toegestane energieën voor het elektron bijvoorbeeld gegeven door de volgende vergelijking:

De elektronenenergieën van een waterstofatoom die worden gegenereerd uit de bovenstaande vergelijking zijn negatief voor elk van de waarden van n. Als n toeneemt, is de energie minder negatief en neemt daarom toe.

Als n groot genoeg is, bijvoorbeeld n = ∞, is de energie nul en betekent dat het elektron is vrijgegeven en het geïoniseerde atoom. Deze staat van nul-energie herbergt een grotere energie dan toestanden met negatieve energieën.

Derde postulaat

Een elektron kan van een stationaire energiebaan veranderen in een andere door energie uit te zenden of te absorberen.

De energie die wordt uitgezonden of geabsorbeerd zal gelijk zijn aan het energieverschil tussen de twee toestanden. Deze energie E is in de vorm van een foton en wordt gegeven door de volgende vergelijking:

E = h ν

In deze vergelijking is E de energie (geabsorbeerd of geëmitteerd), h is de constante Planck (de waarde is 6,63 x 10^-34 joule-seconden [J-s]) en ν is de frequentie van licht, waarvan de eenheid 1 / s is.

Diagram van energieniveaus voor waterstofatomen

Het Bohr-model kon het spectrum van het waterstofatoom op bevredigende wijze verklaren. Bijvoorbeeld, in het bereik van golflengten van zichtbaar licht, is het emissiespectrum van het waterstofatoom als volgt:

Laten we eens kijken hoe u de frequentie van sommige van de waargenomen lichtbanden kunt berekenen; bijvoorbeeld de kleur rood.

Als u de eerste vergelijking gebruikt en n vervangt door 2 en 3 krijgt u de resultaten die in het diagram verschijnen.

Dat is:

Voor n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Voor n = 3, E₃ = -2.42 x 10^-19 J

Het is dan mogelijk om het energieverschil voor de twee niveaus te berekenen:

ΔE = E₃ - E₂ = (-2.42 - (- 5.45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

Volgens de vergelijking uitgelegd in het derde postulaat ΔE = h ν. Dan kun je ν berekenen (lichtfrequentie):

ν = ΔE / h

Dat is:

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

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

Met λ = c / ν en de lichtsnelheid c = 3 x 10 ⁸ m / s, de golflengte wordt gegeven door:

λ = 6.565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Dit is de golflengtewaarde van de rode band die wordt waargenomen in het spectrum van waterstoflijnen.

De 3 belangrijkste beperkingen van het Bohr-model

1- Het past zich aan het spectrum van het waterstofatoom aan maar niet aan de spectra van andere atomen.

2- De golvende eigenschappen van het elektron worden in de beschrijving van dit niet weergegeven als een klein deeltje dat rond de atoomkern draait.

3- Bohr verzuimt uit te leggen waarom klassiek elektromagnetisme niet van toepassing is op zijn model. Dat wil zeggen, waarom elektronen geen elektromagnetische straling uitzenden wanneer ze zich in een stationaire baan bevinden.

Artikelen van belang

Atoommodel van Schrödinger.

Atoommodel van Broglie.

Atoommodel van Chadwick.

Atoommodel van Heisenberg.

Atoommodel van Perrin.

Atoommodel van Thomson.

Atoommodel van Dalton.

Atoommodel van Dirac Jordan.

Atoommodel van Democritus.

referenties

1. Brown, T. L. (2008). Chemie: de centrale wetenschap. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Kwantumfysica van atomen, moleculen, vaste stoffen, kernen en deeltjes. New York: Wiley
3. Atoommodel van Bohr-Sommerfeld. Teruggeplaatst van: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Wereld van chemie Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, pp.76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène. Opgehaald van fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Opgehaald van: home.cern