BOHR'S ATOMAIRE MODEL: KENMERKEN EN POSTULATEN - FYSIEK - 2026

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

Elke keer dat het elektron van baan verandert, zendt of absorbeert het energie in vaste hoeveelheden die "quanta" worden genoemd. Bohr legde het spectrum van licht uit dat wordt uitgezonden (of geabsorbeerd) door het waterstofatoom. Wanneer een elektron van de ene baan naar de andere richting de kern beweegt, gaat er energie verloren en wordt er licht uitgezonden, met karakteristieke golflengte en energie.

Bron: wikimedia.org. Auteur: Sharon Bewick, Adrignola. Illustratie van het atomaire model van Bohr. Proton, baan en elektron.

Bohr nummerde de energieniveaus van het elektron, aangezien hoe dichter het elektron bij de kern is, hoe lager de energietoestand is. Dus hoe verder het elektron van de kern verwijderd is, het aantal energieniveaus zal groter zijn en daarom zal de energietoestand groter zijn.

Belangrijkste kenmerken

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

Het wordt ondersteund door andere modellen en theorieën uit die tijd

Bohr's model was het eerste dat kwantumtheorie incorporeerde, gebaseerd op het atomaire model van Rutherford en op ideeën uit het foto-elektrische effect van Albert Einstein. In feite waren Einstein en Bohr vrienden.

Experimenteel bewijs

Volgens dit model absorberen of zenden atomen straling alleen uit wanneer elektronen tussen toegestane banen springen. De Duitse natuurkundigen James Franck en Gustav Hertz verkregen in 1914 experimenteel bewijs voor deze staten.

Elektronen bestaan ​​in energieniveaus

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

De waarde van de energie van deze niveaus bestaat als functie van een getal n, het hoofdkwantumgetal genoemd, dat kan worden berekend met vergelijkingen die later zullen worden beschreven.

Zonder energie is er geen beweging van het elektron

Bron: wikimedia.org. Auteur: Kurzon

De bovenste afbeelding toont een elektron dat kwantumsprongen maakt.

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

Bohr stelde het kwantum voor als de energie die een elektron nodig heeft om van het ene niveau naar het andere te gaan. Hij stelde ook vast dat het laagste energieniveau dat een elektron bezet de "grondtoestand" wordt genoemd. De "aangeslagen toestand" is een meer onstabiele toestand, het resultaat van de doorgang van een elektron naar een baan met hogere energie.

Aantal elektronen in elke schaal

De elektronen die in elke schil passen, worden berekend met 2n ²

Chemische elementen die deel uitmaken van het periodiek systeem en die zich in dezelfde kolom bevinden, hebben dezelfde elektronen in de laatste schaal. Het aantal elektronen in de eerste vier lagen is 2, 8, 18 en 32.

Elektronen draaien in cirkelvormige banen zonder energie uit te stralen

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

Banen toegestaan

Volgens Bohr's tweede postulaat zijn de enige banen die zijn toegestaan ​​voor een elektron die waarvoor het impulsmoment L van het elektron een geheel veelvoud is van de constante van Planck. Wiskundig wordt het als volgt uitgedrukt:

Energie die wordt uitgezonden of geabsorbeerd in sprongen

Volgens het derde postulaat zouden elektronen energie uitzenden of absorberen in sprongen van de ene baan naar de andere. Bij de baansprong wordt een foton uitgezonden of geabsorbeerd, waarvan de energie wiskundig wordt weergegeven:

Bohr's atomaire model postuleert

Bohr zette het planetaire model van het atoom voort, volgens welke elektronen rond een positief geladen kern draaiden, net als de planeten rond de zon.

Dit model daagt echter een van de postulaten van de klassieke fysica uit. Volgens dit zou 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 viel.

Bohr nam toen aan dat de wetten van de klassieke fysica niet het meest geschikt waren om de waargenomen stabiliteit van atomen te beschrijven en bracht de volgende drie postulaten naar voren:

Eerste postulaat

Het elektron gaat rond de kern in banen die cirkels tekenen, zonder energie uit te stralen. In deze banen is het orbitale impulsmoment constant.

Voor de elektronen van een atoom zijn alleen banen met bepaalde stralen toegestaan, overeenkomend met bepaalde gedefinieerde energieniveaus.

Tweede postulaat

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

In het waterstofatoom worden de energieën die voor het elektron zijn toegestaan ​​bijvoorbeeld gegeven door de volgende vergelijking:

In deze vergelijking is de waarde -2,18 x 10 ^–18 de Rydberg-constante voor het waterstofatoom, en n = kwantumgetal kan waarden aannemen van 1 tot ∞.

De elektronenenergieën van een waterstofatoom die worden gegenereerd op basis van de vorige vergelijking zijn negatief voor elk van de waarden van n. Naarmate n toeneemt, is de energie minder negatief en neemt daarom toe.

Als n groot genoeg is - bijvoorbeeld n = ∞ - is de energie nul en geeft aan dat het elektron is vrijgegeven en het atoom is geïoniseerd. Deze nul-energietoestand herbergt hogere energie dan negatieve energietoestanden.

Derde postulaat

Een elektron kan van de ene stationaire energiebaan naar de andere veranderen door energie uit te zenden of te absorberen.

De uitgezonden of geabsorbeerde energie is gelijk aan het verschil in energie tussen de twee toestanden. Deze energie E heeft de vorm van een foton en wordt gegeven door de volgende vergelijking:

E = h ν

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

Energieniveauschema voor waterstofatomen

Het Bohr-model was in staat om het spectrum van het waterstofatoom op bevredigende wijze te verklaren. In het golflengtebereik van zichtbaar licht is het emissiespectrum van het waterstofatoom bijvoorbeeld als volgt:

Laten we eens kijken hoe de frequentie van enkele van de waargenomen lichtbanden kan worden berekend; bijvoorbeeld de kleur rood.

Door de eerste vergelijking te gebruiken en n door 2 en 3 te vervangen, worden de resultaten in het diagram verkregen.

Het is te zeggen:

Voor n = 2, E ₂ = -5,45 x 10 ^-19 J

Voor n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

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

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

Volgens de vergelijking uitgelegd in het derde postulaat ΔE = h ν. U kunt dus ν (frequentie van licht) berekenen:

ν = ΔE / h

Het is te zeggen:

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

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

Omdat λ = c / ν, en de lichtsnelheid c = 3 x ¹⁰⁸ m / s, wordt de golflengte gegeven door:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Dit is de golflengte van de waargenomen rode band in het waterstoflijnspectrum.

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 golfeigenschappen van het elektron worden niet weergegeven in de beschrijving ervan als een klein deeltje dat rond de atoomkern draait.

3- Bohr kan niet uitleggen waarom klassiek elektromagnetisme niet van toepassing is op zijn model. Dat is de reden waarom elektronen geen elektromagnetische straling uitzenden wanneer ze zich in een stationaire baan bevinden.

Artikelen van belang

Het atomaire model van Schrödinger.

Atoommodel van De Broglie.

Chadwick's atomaire model.

Atoommodel van Heisenberg.

Perrin's atomaire model.

Thomson's atomaire model.

Het atomaire model van Dalton.

Atoommodel van Dirac Jordan.

Atoommodel van Democritus.

Atoommodel van Sommerfeld.

Referenties

1. Bruin, TL (2008). Chemie: de centrale wetenschap. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., en Resnick, R. (2009). Kwantumfysica van atomen, moleculen, vaste stoffen, kernen en deeltjes. New York: Wiley
3. Atoommodel van Bohr-Sommerfeld. Hersteld van: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Wereld van chemie. Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, pp.76-78.
5. Model van Bohr de l'atome d'hydrogène. Opgehaald van fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Terugkijkend naar de atoom: het model van Bohr een cent ans. Hersteld van: home.cern