BOHA ATOMU MODELIS: RAKSTURLIELUMI UN POSTULĀTI - FIZISKĀ - 2025

Bohr atomu modelis ir attēlojums Dānijas fiziķis Neils Bohr (1885-1962) piedāvātajam atomu. Modelis nosaka, ka elektrons pārvietojas orbītās noteiktā attālumā ap atoma kodolu, aprakstot vienmērīgu apļveida kustību. Orbītām jeb enerģijas līmeņiem, kā viņš tos sauca, ir atšķirīga enerģija.

Katru reizi, kad elektrons maina savu orbītu, tas izstaro vai absorbē enerģiju fiksētā daudzumā, ko sauc par "kvantām". Bohrs izskaidroja ūdeņraža atoma izstarotās (vai absorbētās) gaismas spektru. Kad elektrons pārvietojas no vienas orbītas uz otru kodola virzienā, notiek enerģijas zudums un tiek izstarota gaisma ar raksturīgo viļņa garumu un enerģiju.

Avots: wikimedia.org. Autors: Sharon Bewick, Adrignola. Boha atomu modeļa ilustrācija. Protons, orbīta un elektrons.

Bohrs numurēja elektronu enerģijas līmeņus, uzskatot, ka, jo tuvāk elektrons atrodas kodolam, jo ​​zemāks ir tā enerģijas stāvoklis. Tādējādi, jo tālāk elektrons atrodas no kodola, jo lielāks būs enerģijas līmenis, un tāpēc arī enerģijas stāvoklis būs lielāks.

Galvenās iezīmes

Boha modeļa īpašības ir svarīgas, jo tās noteica ceļu uz pilnīgāka atomu modeļa attīstību. Galvenie no tiem ir:

To atbalsta citi tā laika modeļi un teorijas

Boha modelis bija pirmais, kurā tika iekļauta kvantu teorija, kuras pamatā bija Rutherforda atomu modelis un idejas, kas ņemtas no Alberta Einšteina fotoelektriskā efekta. Patiesībā Einšteins un Bohrs bija draugi.

Eksperimentāli pierādījumi

Saskaņā ar šo modeli atomi absorbē vai izstaro starojumu tikai tad, ja elektroni lec starp atļautajām orbītām. Vācu fiziķi Džeimss Franks un Gustavs Hercs 1914. gadā ieguva eksperimentālus pierādījumus par šiem stāvokļiem.

Elektroni pastāv enerģijas līmeņos

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

Šo līmeņu enerģijas vērtība pastāv kā skaitļa n funkcija, ko sauc par galveno kvantu skaitli, ko var aprēķināt ar vienādojumiem, kuri tiks detalizēti vēlāk.

Bez enerģijas nav elektronu kustības

Avots: wikimedia.org. Autors: Kurzons

Augšējā ilustrācija parāda elektronu, kas rada kvantu lēcienus.

Saskaņā ar šo modeli bez enerģijas nenotiek elektronu kustība no viena līmeņa uz otru, tāpat kā bez enerģijas nav iespējams pacelt nokritušu priekšmetu vai atdalīt divus magnētus.

Bohrs ierosināja kvantu kā enerģiju, kas elektronam nepieciešama, lai pārietu no viena līmeņa uz otru. Viņš arī noskaidroja, ka zemākais enerģijas līmenis, ko elektrons aizņem, tiek saukts par "zemes stāvokli". "Uzbudinātais stāvoklis" ir nestabilāks stāvoklis, kas rodas, pārejot elektronam uz augstākas enerģijas orbitālu.

Elektronu skaits katrā apvalkā

Katrā apvalkā ietilpstošos elektronus aprēķina ar 2n ²

Ķīmiskajiem elementiem, kas ir periodiskās tabulas daļa un atrodas vienā un tajā pašā kolonnā, pēdējā apvalkā ir vienādi elektroni. Elektronu skaits pirmajos četros slāņos būtu 2, 8, 18 un 32.

Elektroni rotē apļveida orbītās, neizstarojot enerģiju

Saskaņā ar Boha Pirmo postulātu, elektroni apraksta apļveida orbītas ap atoma kodolu, neizstarojot enerģiju.

Orbītas ir atļautas

Saskaņā ar Boha otro postulātu, vienīgās elektronam atļautās orbītas ir tās, kurām elektrona leņķiskais impulss L ir Planka konstantes vesels skaitlis. Matemātiski to izsaka šādi:

Enerģija, kas izstarota vai absorbēta lēcienos

Saskaņā ar Trešo postulātu elektroni izstaro vai absorbē enerģiju, lecot no vienas orbītas uz otru. Orbītas lēcienā tiek izstarots vai absorbēts fotons, kura enerģija tiek attēlota matemātiski:

Boha atomu modelis postulē

Bohrs turpināja atoma planētu modeli, saskaņā ar kuru elektroni griežas ap pozitīvi lādētu kodolu, tāpat kā 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, nepārtraukti jāzaudē enerģija, izstarojot elektromagnētisko starojumu. Zaudējot enerģiju, elektronam būtu jāseko spirālei, līdz tas iekrīt kodolā.

Pēc tam Bohrs pieņēma, ka klasiskās fizikas likumi nav vispiemērotākie, lai aprakstītu novēroto atomu stabilitāti, un izvirzīja šādus trīs postulātus:

Pirmais postulāts

Elektrons iet ap kodolu orbītā, kas ved apļus, neizstarojot enerģiju. Šajās orbītās orbītas leņķiskais impulss ir nemainīgs.

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

Otrais postulāts

Ne visas orbītas ir iespējamas. Bet, tiklīdz elektrons atrodas atļautā orbītā, tas atrodas īpašas un pastāvīgas enerģijas stāvoklī un neizstaro enerģiju (stacionārā enerģijas orbītā).

Piemēram, ūdeņraža atomā enerģiju, kas atļauta elektronam, nosaka ar šādu vienādojumu:

Šajā vienādojumā vērtība -2,18 x 10 ^–18 ir Ridberga konstante ūdeņraža atomam, un n = kvantu skaitlis var būt vērtības no 1 līdz ∞.

Ūdeņraža atoma elektronu enerģijas, kas ģenerētas no iepriekšējā vienādojuma, ir negatīvas katrai n vērtībai. Palielinoties n, enerģija ir mazāk negatīva, un tāpēc tā palielinās.

Kad n ir pietiekami liels, piemēram, n = ∞, enerģija ir nulle un norāda, ka elektrons ir atbrīvots un atoms ir jonizēts. Šajā nulles enerģijas stāvoklī ir augstāka enerģija nekā negatīvās enerģijas stāvokļos.

Trešais postulāts

Elektrons var mainīties no vienas nekustīgas enerģijas orbītas uz otru, izstarojot vai absorbējot enerģiju.

Izstarotā vai absorbētā enerģija būs vienāda ar enerģijas starpību starp diviem stāvokļiem. Šī enerģija E ir fotona formā, un to iegūst ar šādu vienādojumu:

E = h ν

Šajā vienādojumā E ir enerģija (absorbēta vai izstarota), h ir Planka konstante (tās vērtība ir 6,63 x 10 ^-34 džoulles sekundes) un ν ir gaismas frekvence, kuras vienība ir 1 / s .

Ūdeņraža atomu enerģijas līmeņa diagramma

Boha modelis spēja pietiekami izskaidrot ūdeņraža atoma spektru. Piemēram, redzamās gaismas viļņu garuma diapazonā ūdeņraža atoma emisijas spektrs ir šāds:

Redzēsim, kā var aprēķināt dažu novēroto gaismas joslu frekvenci; piemēram, sarkanā krāsa.

Izmantojot pirmo vienādojumu un aizstājot n ar 2 un 3, iegūst diagrammā parādītos rezultātus.

Proti:

Ja n = 2, E ₂ = -5,45 x 10 ^-19 J

Ja n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

Pēc tam ir iespējams aprēķināt enerģijas starpību diviem līmeņiem:

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

Saskaņā ar vienādojumu, kas izskaidrots trešajā postulātā ΔE = h ν. Tātad, jūs varat aprēķināt ν (gaismas frekvenci):

ν = ΔE / h

Proti:

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

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

Ja λ = c / ν un gaismas ātrums c = 3 x 10 ⁸ m / s, viļņa garumu izsaka:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Šī ir novērotās sarkanās joslas viļņa garuma vērtība ūdeņraža līnijas spektrā.

Bohra modeļa 3 galvenie ierobežojumi

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

2 - elektronu viļņu īpašības nav aprakstītas kā sīkas daļiņas, kas griežas ap atoma kodolu.

3 - Bohrs nevar izskaidrot, kāpēc klasiskais elektromagnētisms neattiecas uz viņa modeli. Tas ir, kāpēc elektroni neizstaro elektromagnētisko starojumu, atrodoties stacionārā orbītā.

Interesanti raksti

Šrēdingera atomu modelis.

De Broglie atomu modelis.

Čadvika atomu modelis.

Heizenberga atomu modelis.

Perrina atomu modelis.

Tomsa atoma modelis.

Daltona atomu modelis.

Diraka Jordānijas atomu modelis.

Democritus atomu modelis.

Sommerfelda atomu modelis.

Atsauces

1. Brauns, TL (2008). Ķīmija: centrālā zinātne. Upper Saddle River, NJ: Pīrsona Prentice zāle
2. Eisbergs, R., un Resniks, R. (2009). Atomu, molekulu, cietvielu, kodolu un daļiņu kvantu fizika. Ņujorka: Vilejs
3. Bohra-Sommerfelda atomu modelis. Atgūts no: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Ķīmijas pasaule. Philadelphia, Pa .: Saunders College Publishing, 76.-78.lpp.
5. Bohr de l'atome d'hydrogène modelis. Atgūts no fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Rétrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Atgūts no: home.cern