Bohr raksturlielumu atomu modelis, postulāti, ierobežojumi



The Bohra atomu modelis ir dāņu fizika Neils Bohr (1885-1962) ierosinātā atoma attēlojums. Modelis norāda, ka elektrons pārvietojas orbītā noteiktā attālumā ap atomu kodolu, aprakstot vienotu apļveida kustību. Orbītas - vai enerģijas līmeņi, kā viņš tos sauca, ir atšķirīgas enerģijas.

Katru reizi, kad elektrons mainās orbītā, tas emitē vai absorbē enerģiju fiksētos daudzumos, ko sauc par "kvantām". Bohrs izskaidroja ūdeņraža atoma izstarotās (vai absorbētās) gaismas spektru. Kad elektrons pārvietojas no vienas orbītas uz otru uz kodolu, tiek izvadīts enerģijas un gaismas zudums, ar viļņa garumu un enerģijas raksturlielumiem..

Bohrs numurēja elektrona enerģijas līmeni, ņemot vērā, ka, jo tuvāk elektronam ir kodols, jo zemāks ir tās enerģijas stāvoklis. Tādā veidā, jo tālāk no elektrona atrodas kodols, jo augstāks būs enerģijas līmeņa numurs un līdz ar to enerģijas stāvoklis būs augstāks.

Indekss

  • 1 Galvenās iezīmes
    • 1.1 Tā ir balstīta uz citiem laika modeļiem un teorijām
    • 1.2 Eksperimentāli pierādījumi
    • 1.3 Elektroni ir enerģijas līmeņos
    • 1.4 Bez enerģijas nav elektrona kustības
    • 1.5 Elektronu skaits katrā slānī
    • 1.6. Elektroni rotē apļveida orbītā, neizstarojot enerģiju
    • 1.7 Atļautās orbītas
    • 1.8. Lēktā emitētā vai absorbētā enerģija
  • 2 Bohr atomu modeļa postulāti
    • 2.1 Pirmais postulāts
    • 2.2 Otrais postulāts
    • 2.3 Trešais postulāts
  • 3 Ūdeņraža atomu enerģijas līmeņu diagramma
  • 4 Bohr modeļa trīs galvenie ierobežojumi
  • 5 Interesanti raksti
  • 6 Atsauces

Galvenās īpašības

Bohr modeļa īpašības ir svarīgas, jo tās noteica ceļu uz pilnīgāka atoma modeļa izveidi. Galvenie ir:

Tas balstās uz citiem laika modeļiem un teorijām

Bohr modelis bija pirmais, kas iekļāva kvantu teoriju, ko atbalstīja Rutherforda atomu modelis, un idejas, kas iegūtas no Albert Einstein fotoelektriskās iedarbības. Faktiski Einšteins un Bohrs bija draugi.

Eksperimentāli pierādījumi

Saskaņā ar šo modeli atomi absorbē vai izstaro starojumu tikai tad, kad elektroni pāriet starp atļautajām orbītām. Vācu fiziķi Džeimss Franks un Gustavs Herts 1914. gadā ieguva eksperimentālus pierādījumus par šīm valstīm.

Elektroni ir enerģijas līmeņos

Elektroni ieskauj kodolu un pastāv noteiktos enerģijas līmeņos, kas ir diskrēti un kas aprakstīti kvantu skaitļos.

Šo līmeņu enerģētiskā vērtība pastāv kā skaitļa n funkcija, ko sauc par galveno kvantu skaitu, ko var aprēķināt ar vienādojumiem, kas tiks detalizēti aprakstīti vēlāk..

Bez enerģijas nav elektrona kustības

Attēlā redzams elektrons, kas veido kvantu lēcienus.

Saskaņā ar šo modeli, bez enerģijas nav elektrona kustības no viena līmeņa uz otru, tāpat kā bez enerģijas nav iespējams pacelt objektu, kas ir kritis vai atdalījis divus magnētus.

Bohrs ierosināja kvantu kā enerģiju, kas elektronam nepieciešama, lai pārietu no viena līmeņa uz otru. Viņš arī norādīja, ka zemākais enerģijas līmenis, ko aizņem elektrons, tiek saukts par "zemes stāvokli". "Paaugstināts stāvoklis" ir nestabilāks stāvoklis, ko izraisa elektrona pāreja uz augstāku enerģijas orbitālu. 

Elektronu skaits katrā slānī

Elektroni, kas atbilst katram slānim, tiek aprēķināti ar 2n2 

Ķīmiskajiem elementiem, kas ir periodiskās tabulas daļa un kas atrodas vienā kolonnā, ir tādi paši elektroni pēdējā slānī. Elekronu skaits pirmajos četros slāņos būtu 2, 8, 18 un 32.

Elektroni rotē apļveida orbītā, neizstarojot enerģiju

Saskaņā ar Bohr's First Postulate, elektroni apraksta apļveida orbītas ap atoma kodolu, neizstarojot enerģiju..

Atļautas orbītas

Saskaņā ar Bohr's Second Postulate vienīgo atļauto orbītu elektronam ir tie, kuriem elektrona leņķiskais moments L ir Planck konstantes vesels skaitlis. Matemātiski to izsaka šādi:

Enerģija, ko emitē vai absorbē lec

Saskaņā ar Trešo postulātu, elektroni izdala vai absorbētu enerģiju lēcienos no vienas orbītas uz citu. Orbītas lēcienā tiek emitēts vai absorbēts fotons, kura enerģija tiek attēlota matemātiski:

Bohr atomu modeļa postulāti

Bohrs turpināja atomu planētu modeli, saskaņā ar kuru elektroni griezās ap pozitīvi uzlādētu kodolu, kā arī planētas ap Sauli.

Tomēr šis modelis izaicina vienu no klasiskās fizikas postulātiem. Saskaņā ar to daļiņai ar elektrisko lādiņu (piemēram, elektronu), kas pārvietojas apļveida ceļā, elektromagnētiskā starojuma emisija nepārtraukti zaudē enerģiju. Zaudējot enerģiju, elektronam būtu jāievēro spirāle, līdz tā nonāk kodolā.

Pēc tam Bohrs uzskatīja, ka klasiskās fizikas likumi nav vispiemērotākie, lai aprakstītu atomu stabilitāti, un viņš prezentēja šādus trīs postulātus:

Pirmais postulāts

Elektronu griešanās ap kodolu apļveida orbītā, neizstarojot enerģiju. Šajās orbitās orbitālais leņķiskais moments ir nemainīgs.

Atomu elektroniem ir atļautas tikai noteiktu rādiusu orbītas, kas atbilst noteiktiem noteiktajiem enerģijas līmeņiem.

Otrais postulāts

Ne visas orbītas ir iespējamas. Bet, tiklīdz elektrons atrodas orbītā, kas ir atļauta, tā ir īpašas un nemainīgas enerģijas stāvoklī un neizdala enerģiju (stacionāro orbītu).

Piemēram, ūdeņraža atomā pieļaujamās elektrona enerģijas vērtības ir šādas vienādojums:

Ūdeņraža atoma elektronu enerģija, kas rodas no iepriekš minētā vienādojuma, ir negatīva katrai no n vērtībām. Tā kā n palielinās, enerģija ir mazāk negatīva un tāpēc palielinās.

Ja n ir pietiekami liels, piemēram, n = ∞ - enerģija ir nulle un norāda, ka elektrons ir atbrīvots un jonizētais atoms. Šis nulles enerģijas stāvoklis ietver lielāku enerģiju nekā valstis ar negatīvu enerģiju.

Trešais postulāts

Elektrons var pāriet no stacionārās enerģijas orbītas uz citu, emitējot vai absorbējot enerģiju.

Emitētā vai absorbētā enerģija būs vienāda ar enerģijas atšķirību starp abām valstīm. Šī enerģija E ir fotona formā, un to izsaka šāds vienādojums:

E = h ν

Šajā vienādojumā E ir enerģija (absorbēta vai emitēta), h ir Planck konstante (tās vērtība ir 6,63 x 10-34 džoules sekundes [J-s]) un ν ir gaismas frekvence, kuras vienība ir 1 / s.

Ūdeņraža atomu enerģijas līmeņu diagramma

Bohr modelis spēja apmierinoši izskaidrot ūdeņraža atoma spektru. Piemēram, redzamā gaismas viļņa garumu diapazonā ūdeņraža atoma emisijas spektrs ir šāds:

Apskatīsim, kā jūs varat aprēķināt dažu novēroto gaismas joslu biežumu; piemēram, sarkanā krāsa.

Izmantojot pirmo vienādojumu un aizstājot n 2 un 3, iegūstiet diagrammā redzamos rezultātus.

Tas ir:

Attiecībā uz n = 2, E2 = -5,45 x 10-19 J

Attiecībā uz n = 3, E3 = -2,42 x 10-19 J

Tad ir iespējams aprēķināt enerģijas starpību divos līmeņos:

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

Saskaņā ar vienādojumu, kas izskaidrots trešajā postulātā ΔE = h ν. Pēc tam varat aprēķināt ν (gaismas biežums):

ν = ΔE / h

Tas ir:

ν = 3,43 x 10-19 J / 6,63 x 10-34 J-s

ν = 4,56 x 1014 s-1 vai 4,56 x 1014 Hz

Ir λ = c / ν un gaismas ātrums c = 3 x 10 8 m / s, viļņu garumu nosaka:

λ = 6,565 x 10 - 7 m (656,5 nm)

Tas ir sarkanās joslas viļņa garuma vērtība, kas novērota ūdeņraža līniju spektrā.

Bohr modeļa trīs galvenie ierobežojumi

1- Tas pielāgojas ūdeņraža atoma spektram, bet ne citu atomu spektriem.

2 - Elektrona neskaidras īpašības nav aprakstītas tā aprakstā kā maza daļiņa, kas griežas ap atomu kodolu..

3. Bohrs neizskaidro, kāpēc klasiskais elektromagnētisms neattiecas uz viņa modeli. Tas ir, kāpēc elektroni neizdala elektromagnētisko starojumu, kad tie atrodas stacionārā orbītā.

Interesanti raksti

Schrödinger atomu modelis.

Broglijas atomu modelis.

Čadvika atomu modelis.

Heisenbergas atomu modelis.

Perrina atomu modelis.

Thomson atomu modelis.

Daltona atomu modelis.

Dirac Jordan atomu modelis.

Demokrātu atomu modelis.

Atsauces

  1. Brown, T. L. (2008). Ķīmija: centrālā zinātne. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice zāle
  2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Atomu, molekulu, cietvielu, kodolu un daļiņu kvantu fizika. Ņujorka: Wiley
  3. Bohr-Sommerfeld atomu modelis. Saturs iegūts no: fisquiweb.es
  4. Joesten, M. (1991). Ķīmijas pasaule Filadelfija, Pa.: Saunders College Publishing, 76.-78. Lpp.
  5. Modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène. Saturs iegūts no fr.khanacademy.org
  6. Izlar, K. Retrospektīvs, l'atome: Bohr a cent. Saturs iegūts no: home.cern