Modello atomico delle caratteristiche di Bohr, postulati, limiti

il Il modello atomico di Bohr è una rappresentazione dell'atomo proposta dal fisico danese Neils Bohr (1885-1962). Il modello afferma che l'elettrone si muove in orbita ad una distanza fissa attorno al nucleo atomico, descrivendo un moto circolare uniforme. Le orbite - o livelli di energia, come le chiamava - sono di diversa energia.

Ogni volta che l'elettrone cambia orbita, emette o assorbe energia in quantità fisse chiamate "quanti". Bohr ha spiegato lo spettro della luce emessa (o assorbita) dall'atomo di idrogeno. Quando un elettrone si sposta da un'orbita all'altra verso il nucleo, si ha una perdita di energia e viene emessa luce, con lunghezza d'onda e energia caratteristiche.

Bohr numerava i livelli di energia dell'elettrone, considerando che più vicino è l'elettrone al nucleo, più basso è il suo stato energetico. In questo modo, più lontano è l'elettrone dal nucleo, più alto sarà il numero del livello di energia e quindi lo stato di energia sarà più alto.

indice

• 1 Caratteristiche principali
  • 1.1 Si basa su altri modelli e teorie del tempo
  • 1.2 Prova sperimentale
  • 1.3 Gli elettroni esistono nei livelli di energia
  • 1.4 Senza energia non c'è movimento dell'elettrone
  • 1,5 Numero di elettroni in ogni strato
  • 1.6 Gli elettroni ruotano in orbite circolari senza irradiare energia
  • 1.7 Orbite consentite
  • 1.8 Energia emessa o assorbita nei salti
• 2 postulati del modello atomico di Bohr
  • 2.1 Primo postulato
  • 2.2 Secondo postulato
  • 2.3 Terzo postulato
• 3 Diagramma dei livelli di energia per gli atomi di idrogeno
• 4 I 3 principali limiti del modello di Bohr
• 5 articoli di interesse
• 6 riferimenti

Caratteristiche principali

Le caratteristiche del modello di Bohr sono importanti perché hanno determinato il percorso verso lo sviluppo di un modello atomico più completo. I principali sono:

Si basa su altri modelli e teorie del tempo

Il modello di Bohr fu il primo a incorporare la teoria quantistica supportata dal modello atomico di Rutherford e le idee prese dall'effetto fotoelettrico di Albert Einstein. In realtà Einstein e Bohr erano amici.

Prova sperimentale

Secondo questo modello, gli atomi assorbono o emettono radiazioni solo quando gli elettroni saltano tra le orbite consentite. I fisici tedeschi James Franck e Gustav Hertz hanno ottenuto prove sperimentali di questi stati nel 1914.

Gli elettroni esistono nei livelli di energia

Gli elettroni circondano il nucleo ed esistono a determinati livelli di energia, che sono discreti e sono descritti in numeri quantici.

Il valore energetico di questi livelli esiste in funzione di un numero n, chiamato il numero quantico principale, che può essere calcolato con equazioni che saranno dettagliate in seguito.

Senza energia non c'è movimento dell'elettrone

L'illustrazione in alto mostra un elettrone che effettua salti quantici.

Secondo questo modello, senza energia non c'è movimento dell'elettrone da un livello all'altro, proprio come senza energia non è possibile sollevare un oggetto che è caduto o separare due magneti.

Bohr suggerì il quanto l'energia richiesta da un elettrone per passare da un livello all'altro. Ha anche affermato che il livello di energia più basso occupato da un elettrone è chiamato "stato fondamentale". Lo "stato eccitato" è uno stato più instabile, il risultato del passaggio di un elettrone a un orbitale a più alta energia.

Numero di elettroni in ogni strato

Gli elettroni che si adattano a ogni strato sono calcolati con 2n² 

Gli elementi chimici che fanno parte della tavola periodica e che si trovano nella stessa colonna hanno gli stessi elettroni nell'ultimo strato. Il numero di elecroni nei primi quattro strati sarebbe 2, 8, 18 e 32.

Gli elettroni ruotano in orbite circolari senza irradiare energia

Secondo il primo postulato di Bohr, gli elettroni descrivono orbite circolari attorno al nucleo dell'atomo senza irradiare energia.

Le orbite sono permesse

Secondo il secondo postulato di Bohr, le uniche orbite consentite per un elettrone sono quelle per le quali il momento angolare L dell'elettrone è un multiplo intero della costante di Planck. Matematicamente è espresso così:

Energia emessa o assorbita nei salti

Secondo il terzo postulato, gli elettroni emetterebbero o assorbire energia nei salti da un'orbita all'altra. Nel salto dell'orbita un fotone viene emesso o assorbito, la cui energia è rappresentata matematicamente:

Postulati del modello atomico di Bohr

Bohr diede continuità al modello planetario dell'atomo, secondo il quale gli elettroni ruotavano intorno a un nucleo positivamente caricato, così come i pianeti attorno al Sole.

Tuttavia, questo modello sfida uno dei postulati della fisica classica.In base a questo, una particella con una carica elettrica (come l'elettrone) che si muove in un percorso circolare, dovrebbe perdere energia continuamente per emissione di radiazioni elettromagnetiche. Quando si perde energia, l'elettrone dovrebbe seguire una spirale fino a cadere nel nucleo.

Bohr quindi assunse che le leggi della fisica classica non erano le più indicate per descrivere la stabilità osservata negli atomi e presentò i seguenti tre postulati:

Primo postulato

L'elettrone ruota attorno al nucleo in orbite roteanti, senza irradiare energia. In queste orbite il momento angolare orbitale è costante.

Per gli elettroni di un atomo sono consentite solo le orbite di determinati raggi, corrispondenti a determinati livelli di energia definiti.

Secondo postulato

Non tutte le orbite sono possibili. Ma una volta che l'elettrone si trova in un'orbita consentita, è in uno stato di energia specifica e costante e non emette energia (orbita di energia stazionaria).

Ad esempio, nell'atomo di idrogeno le energie consentite per l'elettrone sono date dalla seguente equazione:

In questa equazione il valore -2.18 x 10^-18 è la costante di Rydberg per l'atomo di idrogeno, e n = il numero quantico può assumere valori da 1 a ∞.

Le energie degli elettroni di un atomo di idrogeno che sono generate dall'equazione di cui sopra sono negative per ciascuno dei valori di n. Con l'aumentare di n, l'energia è meno negativa e, quindi, aumenta.

Quando n è abbastanza grande - per esempio, n = ∞ - l'energia è zero e rappresenta che l'elettrone è stato rilasciato e l'atomo ionizzato. Questo stato di energia zero ospita un'energia maggiore degli stati con energie negative.

Terzo postulato

Un elettrone può cambiare da un'orbita di energia stazionaria a un'altra emettendo o assorbendo energia.

L'energia emessa o assorbita sarà uguale alla differenza di energia tra i due stati. Questa energia E è sotto forma di un fotone ed è data dalla seguente equazione:

E = h ν

In questa equazione E è l'energia (assorbita o emessa), h è la costante di Planck (il suo valore è 6,63 x 10^-34 joule-seconds [J-s]) e ν è la frequenza della luce, la cui unità è 1 / s.

Diagramma dei livelli di energia per gli atomi di idrogeno

Il modello di Bohr era in grado di spiegare in modo soddisfacente lo spettro dell'atomo di idrogeno. Ad esempio, nell'intervallo di lunghezze d'onda della luce visibile, lo spettro di emissione dell'atomo di idrogeno è il seguente:

Vediamo come è possibile calcolare la frequenza di alcune delle bande luminose osservate; per esempio, il colore rosso.

Usando la prima equazione e sostituendo n per 2 e 3 ottieni i risultati che appaiono nel diagramma.

Quello è:

Per n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Per n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

È quindi possibile calcolare la differenza di energia per i due livelli:

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

Secondo l'equazione spiegata nel terzo postulato ΔE = h ν. Quindi, puoi calcolare ν (frequenza della luce):

ν = ΔE / h

Quello è:

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

v = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 o 4,56 x 10¹⁴ Hz

Essendo λ = c / ν, e la velocità della luce c = 3 x 10 ⁸ m / s, la lunghezza d'onda è data da:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Questo è il valore della lunghezza d'onda della banda rossa osservata nello spettro delle linee dell'idrogeno.

I 3 principali limiti del modello di Bohr

1- Si adatta allo spettro dell'atomo di idrogeno ma non agli spettri di altri atomi.

2 - Le proprietà d'onda dell'elettrone non sono rappresentate nella descrizione di questo come una piccola particella che ruota intorno al nucleo atomico.

3- Bohr non riesce a spiegare perché l'elettromagnetismo classico non si applica al suo modello. Cioè, perché gli elettroni non emettono radiazioni elettromagnetiche quando sono in un'orbita stazionaria.

Articoli di interesse

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Modello atomico di Dirac Jordan.

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riferimenti

1. Brown, T. L. (2008). Chimica: la scienza centrale. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009).Fisica quantistica di atomi, molecole, solidi, nuclei e particelle. New York: Wiley
3. Modello atomico di Bohr-Sommerfeld. Estratto da: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Mondo della chimica Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, pp.76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène. Estratto da fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospettiva sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Estratto da: home.cern