БОРОВ АТОМСКИ МОДЕЛ: КАРАКТЕРИСТИКЕ И ПОСТУЛАТИ - ФИЗИЧКИ - 2025

Бор атомска Модел је приказ атома предложен од стране данског физичара Неилс Бор како (1885-1962). Модел утврђује да електрон путује по орбити на фиксном растојању око атомског језгра, описујући једнолично кружно кретање. Орбите - или енергетски нивои, како их је назвао - су различите енергије.

Сваки пут када електрон промени своју орбиту, он емитује или апсорбује енергију у фиксним количинама које називамо "квантом". Бохр је објаснио спектар светлости који емитује (или апсорбује) атом водоника. Када се електрон креће са једне орбите на другу према језгру, долази до губитка енергије и светлости се емитује, са карактеристичном таласном дужином и енергијом.

Извор: викимедиа.орг. Аутор: Схарон Бевицк, Адригнола. Илустрација Боховог атомског модела. Протон, орбита и електрон.

Бохр је бројао енергетске нивое електрона, сматрајући да што је електрон ближи језгру, то је ниже његово енергетско стање. Дакле, што је више електрона од језгре, то ће број нивоа енергије бити већи, а самим тим и енергетско стање.

Главне карактеристике

Значајке Боровог модела су важне јер су одредиле пут ка развоју комплетнијег атомског модела. Главни су:

Подржавају га други модели и теорије времена

Бохров модел био је први који је уградио квантну теорију, засновану на Рутхерфордовом атомском моделу и идејама преузетим из фотоелектричног ефекта Алберта Еинстеина. У ствари Еинстеин и Бохр су били пријатељи.

Експериментални докази

Према овом моделу, атоми апсорбују или емитују зрачење само када електрони скачу између дозвољених орбита. Немачки физичари Јамес Францк и Густав Хертз добили су експерименталне доказе за ова стања 1914. године.

Електрони постоје у енергетским нивоима

Електрони окружују језгро и постоје на одређеним нивоима енергије, који су дискретни и описани су у квантним бројевима.

Вриједност енергије ових нивоа постоји као функција броја н, названог главним квантним бројем, који се може израчунати једнаџбама које ће бити детаљније касније.

Без енергије нема кретања електрона

Извор: викимедиа.орг. Аутор: Курзон

Горња илустрација приказује квантне скокове електрона који стварају електроне.

Према овом моделу, без енергије нема кретања електрона са једног нивоа на други, као што и без енергије није могуће подићи пали предмет или одвојити два магнета.

Бохр је предложио квант као енергију потребну електрону за прелазак са једног нивоа на други. Такође је установио да се најнижи ниво енергије који један електрон заузима назива "основно стање". „Узбуђено стање“ је нестабилније стање, резултат преласка електрона у орбитал више енергије.

Број електрона у свакој љусци

Електрони који се уклапају у сваку љуску израчунавају се са 2н ²

Хемијски елементи који су део периодичне табеле и налазе се у истој колони имају исте електроне у последњој љусци. Број елекрона у прва четири слоја био би 2, 8, 18 и 32.

Електрони се окрећу у кружним орбитама без зрачења енергије

Према Боровом Првом постулату, електрони описују кружне орбите око језгра атома без зрачења енергије.

Орбите су дозвољене

Према Боровом Другом постулату, једине орбите дозвољене за електрон су оне за које је момент угла Л електрона цели број који је вишеструка Планцкова константа. Математички се изражава овако:

Енергија која се емитује или апсорбује у скоковима

Према Трећем постулату, електрони би емитирали или апсорбовали енергију у скоковима са једне орбите на другу. У скоку у орбиту емитује се или апсорбује фотон чија енергија је математички представљена:

Боров атомски модел постулира

Бохр је наставио планетарни модел атома, према којем се електрони окрећу око позитивно наелектрисаног језгра, баш као и планете око Сунца.

Међутим, овај модел доводи у питање један од постулата класичне физике. Према томе, честица са електричним набојем (попут електрона) који се креће у кружној путањи, требало би да континуирано губи енергију емисијом електромагнетног зрачења. Када изгуби енергију, електрон би морао да следи спиралу све док не падне у језгро.

Тада је Бохр претпоставио да закони класичне физике нису најприкладнији за описивање посматране стабилности атома и изнео је следећа три постулата:

Први постулат

Електрони обилазе језгро у орбити која црта кругове, без зрачења енергије. У овим орбитама је орбитални момент углова константан.

За електроне атома дозвољене су само орбите одређених радијуса, што одговара одређеним нивоима енергије.

Други постулат

Нису могуће све орбите. Али једном када је електрон у орбити која је дозвољена, он је у стању специфичне и константне енергије и не емитује енергију (стационарну енергетску орбиту).

На пример, у атому водоника енергије дозвољене за електрон дају се следећом једначином:

У овој једначини вредност -2,18 к ^10-18 је Ридбергова константа за атом водоника, а н = квантни број може примити вредности од 1 до ∞.

Енергије електрона атома водоника које су генерисане из претходне једначине су негативне за сваку од вредности н. Како се н повећава, енергија је мање негативна и, према томе, расте.

Када је н довољно велик - на пример, н = ∞ - енергија је нула и представља да је електрон пуштен, а атом јонизован. Ово стање нулте енергије троши више енергије од стања негативне енергије.

Трећи постулат

Електрони се могу мењати из једне стационарне енергетске орбите у другу емисијом или апсорпцијом енергије.

Енергија која се емитује или апсорбује биће једнака разлици енергије између два стања. Та енергија Е је у облику фотона и даје је следећом једначином:

Е = х ν

У овој једначини Е је енергија (апсорбована или емитирана), х је Планцкова константа (њена вредност је 6,63 к 10 ^-34 јоуле-секунде) и ν је фреквенција светлости, чија је јединица 1 / с .

Дијаграм нивоа енергије за водоничне атоме

Боров модел успео је да на задовољавајући начин објасни спектар водоничног атома. На пример, у опсегу таласне дужине видљиве светлости, емисијски спектар атома водоника је следећи:

Да видимо како се може израчунати фреквенција неких посматраних светлосних опсега; на пример, црвена боја.

Користећи прву једнаџбу и замењујући 2 и 3 за н, добијају се резултати приказани на дијаграму.

Односно:

За н = 2, Е ₂ = -5.45 к 10 ^-19 Ј

За н = 3, Е ₃ = -2.42 к 10 ^-19 Ј

Тада је могуће израчунати енергетску разлику за два нивоа:

ΔЕ = Е ₃ - Е ₂ = (-2,42 - (- 5,45)) к 10 ^{- 19} = 3,43 к 10 ^{- 19} Ј

Према једначини која је образложена у трећем постулату ΔЕ = х ν. Дакле, можете израчунати ν (фреквенцију светлости):

ν = ΔЕ / х

Односно:

ν = 3,43 к 10 ^-19 Ј / 6,63 к 10 ^-34 Јс

ν = 4,56 к 10 ¹⁴ с ^-1 или 4,56 к 10 ¹⁴ Хз

Будући да је λ = ц / ν, а брзина светлости ц = 3 к 10 ⁸ м / с, таласна дужина је дана:

λ = 6.565 к 10 ^{- 7} м (656.5 нм)

Ово је вредност таласне дужине посматране црвене траке у спектру водоничне линије.

3 главна ограничења Бохровог модела

1- Прилагођава се спектру атома водоника, али не и спектрима других атома.

2- Таласна својства електрона нису приказана у његовом опису као мале честице која се окреће око атомског језгра.

3- Бохр не може објаснити зашто се класични електромагнетизам не односи на његов модел. То је разлог зашто електрони не емитују електромагнетно зрачење када су у непомичној орбити.

Чланци од интереса

Сцхродингеров атомски модел.

Атомски модел Де Броглие.

Чадвиков атомски модел.

Хеисенбергов атомски модел.

Перинов атомски модел.

Тхомсон-ов атомски модел.

Далтонов атомски модел.

Атомски модел Дирац Јордан.

Атомски модел Демокрита.

Соммерфелд атомски модел.

Референце

1. Бровн, ТЛ (2008). Хемија: централна наука. Уппер Саддле Ривер, Њ: Пеарсон Прентице Халл
2. Еисберг, Р., и Ресницк, Р. (2009). Квантна физика атома, молекула, чврстих тела, језгара и честица. Нев Иорк: Вилеи
3. Атомски модел Бохр-Соммерфелд. Опоравак од: фискуивеб.ес
4. Јоестен, М. (1991). Свет хемије. Пхиладелпхиа, Па .: Саундерс Цоллеге Публисхинг, стр.76-78.
5. Модел Бохр де л'атоме д'хидрогене. Опоравило са фр.кханацадеми.орг
6. Излар, К. Ретроспецтиве сур л'атоме: ле моделе де Бохр а цент анс. Опоравак од: хоме.церн