MODEL ATÒMIC DE BOHR: CARACTERÍSTIQUES I POSTULATS - FÍSICA - 2025

El model atòmic de Bohr és una representació de l'àtom proposada pel físic danès Neils Bohr (1885-1962). El model estableix que l'electró es desplaça en òrbites a una distància fixa al voltant de l'nucli atòmic, descrivint un moviment circular uniforme. Les òrbites -o nivells d'energia, com ell els llamó- són d'energia diferent.

Cada vegada que l'electró canvia d'òrbita, emet o absorbeix energia en quantitats fixes anomenades "quanta". Bohr va explicar l'espectre de llum emesa (o absorbida) per l'àtom d'hidrogen. Quan un electró es mou d'una òrbita a una altra cap al nucli es dóna una pèrdua d'energia i s'emet llum, amb longitud d'ona i energia característiques.

Font: wikimedia.org. Autor: Sharon Bewick, Adrignola. Il·lustració de el model atòmic de Bohr. Protó, orbita i electró.

Bohr va numerar els nivells d'energia de l'electró, considerant que com més a prop l'electró estigui d'el nucli, el seu estat d'energia és menor. D'aquesta manera, com més allunyat estigui l'electró de l'nucli, el nombre de el nivell d'energia serà més gran i, per tant, l'estat d'energia serà més gran.

Característiques principals

Les característiques de model de Bohr són importants perquè van determinar el camí cap al desenvolupament d'un model atòmic més complet. Les principals són:

Es recolza en altres models i teories de l'època

El model de Bohr va ser el primer a incorporar la teoria quàntica es suport al model atòmic de Rutherford i en idees preses de l'efecte fotoelèctric d'Albert Einstein. De fet Einstein i Bohr eren amics.

evidència experimental

Segons aquest model, els àtoms absorbeixen o emeten radiació només quan els electrons salten entre les òrbites permeses. Els físics alemanys James Franck i Gustav Hertz van obtenir evidència experimental d'aquests estats en 1914.

Els electrons existeixen en nivells d'energia

Els electrons envolten a l'nucli i existeixen en determinats nivells d'energia, que són discrets i que es descriuen en nombres quàntics.

El valor de l'energia d'aquests nivells hi ha en funció d'un nombre n, denominat nombre quàntic principal, que pot calcular-se amb equacions que més endavant es detallaran.

Sense energia no hi ha moviment de l'electró

Font: wikimedia.org. Autor: Kurzon

En la il·lustració superior es mostra un electró que fa salts quàntics.

Segons aquest model, sense energia no hi ha moviment de l'electró d'un nivell a un altre, així com sense energia no és possible aixecar un objecte que hagi caigut o separar dos imants.

Bohr va suggerir el quantum com l'energia requerida per un electró per al pas d'un nivell a un altre. També va establir que el nivell d'energia més baix que ocupa un electró s'anomena "estat fonamental". El "estat excitat" és un estat més inestable, resultat de el pas d'un electró a un orbital de major energia.

Nombre d'electrons en cada capa

Els electrons que hi caben en cada capa es calculen amb 2n ²

Els elements químics que formen part de la taula periòdica i que es troben en la mateixa columna tenen els mateixos electrons en l'última capa. El nombre de elecrones en les primeres quatre capes seria 2, 8, 18 i 32.

Els electrons giren en òrbites circulars sense emetre energia

Segons el Primer postulat de Bohr, els electrons descriuen òrbites circulars al voltant de el nucli de l'àtom sense irradiar energia.

òrbites permeses

Segons el Segon postulat de Bohr, Les úniques òrbites permeses per a un electró són aquelles per a les quals el moment angular L de l'electró és un múltiple sencer de la constant de Planck. Matemàticament s'expressa així:

Energia emesa o absorbida en salts

Segons el Tercer postulat, els electrons emetrien o absorbirien energia en els salts d'una òrbita a una altra. En el salt d'òrbita s'emet o absorbeix un fotó, l'energia es representa matemàticament:

Postulats de el model atòmic de Bohr

Bohr va donar continuïtat a el model planetari de l'àtom, segons el qual els electrons giraven al voltant d'un nucli carregat positivament, així com els planetes al voltant de el Sol.

No obstant això, aquest model desafia un dels postulats de la física clàssica. Segons aquesta, una partícula amb càrrega elèctrica (com l'electró) que es mou en una trajectòria circular, hauria de perdre energia contínuament per emissió de radiació electromagnètica. A l'perdre energia, l'electró hauria de seguir una espiral fins a caure en el nucli.

Bohr va suposar llavors que les lleis de la física clàssica no les més indicades per descriure l'estabilitat observada en els àtoms i va exposar els següents tres postulats:

primer postulat

L'electró dóna voltes al voltant de l'nucli en òrbites que dibuixen cercles, sense irradiar energia. En aquestes òrbites el moment angular orbital és constant.

Per als electrons d'un àtom només es permeten òrbites de determinats ràdios, corresponents a certs nivells d'energies definits.

segon postulat

No totes les òrbites són possibles. Però una vegada que l'electró està en una òrbita que sí que és permesa, es troba en un estat d'energia específica i constant i no emet energia (òrbita estacionària d'energia).

Per exemple, en l'àtom d'hidrogen les energies permeses per l'electró vénen donades per la següent equació:

En aquesta equació el valor -2,18 x 10 ^-18 és la constant de Rydberg per a l'àtom d'hidrogen, in = nombre quàntic pot prendre valors d'1 a ∞.

Les energies de l'electró d'un àtom d'hidrogen que es generen de l'equació anterior resulten negatives per a cada un dels valors de n. En la mesura que n augmenta, l'energia és menys negativa i, per tant, s'incrementa.

Quan n és prou gran -per exemple, n = ∞- l'energia és zero i representa que l'electró ha estat alliberat i l'àtom ionitzat. Aquest estat d'energia zero alberga una energia major que els estats amb energies negatives.

tercer postulat

Un electró pot canviar d'una òrbita estacionària d'energia a una altra mitjançant emissió o absorció d'energia.

L'energia emesa o absorbida serà igual a la diferència d'energia entre els dos estats. Aquesta energia E està en forma de fotó i ve donada per la següent equació:

E = h ν

En aquesta equació E és l'energia (absorbida o emesa), h és la constant de Planck (el seu valor és de 6,63 x 10 ^-34 joule-segons) i ν és la freqüència de la llum, la unitat és 1 / s.

Diagrama de nivells d'energia per als àtoms d'hidrogen

El model de Bohr va ser capaç d'explicar de manera satisfactòria l'espectre de l'àtom d'hidrogen. Per exemple, en el rang de longituds d'ona de la llum visible, l'espectre d'emissió de l'àtom d'hidrogen és el següent:

Vegem com es pot calcular la freqüència d'algunes de les franges de llum observades; per exemple, la de l'color vermell.

Usant la primera equació i substituint n per 2 i 3 s'obtenen els resultats que apareixen al diagrama.

És a dir:

Per n = 2, E ₂ = -5,45 x 10 ^-19 J

Per n = 3, E ₃ = -2,42 x 10 ^-19 J

És possible llavors calcular la diferència d'energia per als dos nivells:

ΔE = E ₃ - E ₂ = (-2.42 - (- 5,45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

Segons l'equació explicada en el tercer postulat ΔE = h ν. Llavors, es pot calcular ν (freqüència de la llum):

ν = ΔE / h

És a dir:

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

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

Sent λ = c / ν, i la velocitat de la llum c = 3 x 10 ⁸ m / s, la longitud d'ona ve donada per:

λ = 6,565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

Aquest és el valor de la longitud d'ona de la franja vermella observada en l'espectre de línies de l'hidrogen.

Les 3 limitacions principals de el model de Bohr

1- S'adapta a l'espectre de l'àtom d'hidrogen però no als espectres d'altres àtoms.

2- Les propietats ondulatòries de l'electró no estan representades en la descripció d'aquest com una partícula petita que dóna voltes al voltant de l'nucli atòmic.

3- Bohr no aconsegueix explicar per què l'electromagnetisme clàssic no s'aplica al seu model. És a dir, per què els electrons no emeten radiació electromagnètica quan estan en una òrbita estacionària.

Articles d'interès

Model atòmic de Schrödinger.

Model atòmic de Broglie.

Model atòmic de Chadwick.

Model atòmic de Heisenberg.

Model atòmic de Perrin.

Model atòmic de Thomson.

Model atòmic de Dalton.

Model atòmic de Dirac Jordan.

Model atòmic de Demòcrit.

Model atòmic de Sommerfeld.

referències

1. Brown, TL (2008). Chemistry: the central science. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R., & Resnick, R. (2009). Quantum physics of atoms, molecules, sòlids, nuclei, and particles. New York: Wiley
3. Model atòmic de Bohr-Sommerfeld. Recuperat de: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). World of chemistry. Philadelphia, Pa.: Saunders College Publishing, pp.76-78.
5. Modèle de Bohr de l'Atome d'Hydrogène. Recuperat de fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Retrospective sud l'Atome: li modèle de Bohr a cent ans. Recuperat de: home.cern