7.5
Le modèle de Bohr
Après les travaux d'Ernest Rutherford et de ses collègues au début du XXe siècle, l'image des atomes composés de minuscules noyaux denses entourés d'é…
Le modèle planétaire décrit l'atome d'hydrogène comme un système solaire minuscule, avec l'électron en orbite autour d'un noyau chargé positivement. La physique classique suggère que parce que l'électron est une particule chargée se déplaçant dans une orbite circulaire, il devrait rayonner continuellement de l'énergie tout en spiralant dans le noyau chargé positivement. Finalement, l'atome s'effondrerait.
Cependant, ce n'est pas observée. Les atomes sont stables. Niels Bohr a proposé qu'il y ait des orbites à certaines distances fixes du noyau.
Ces orbites sont des entiers numérotés marqués par le nombre quantique principal, n. L'orbite la plus proche du noyau est n égale à un. n peut être n'importe quel entier positif, mais jamais zéro.
À mesure que n augmente, le rayon de l'orbite augmente. Un électron plus éloigné du noyau subit une force électrostatique plus faible et est moins attiré par le proton. Chaque orbite correspond à un niveau ou un état d'énergie particulier.
Les niveaux sont quantifiés, ce qui signifie qu'aucune énergie entre les deux n'est possible. Un électron à son état d'énergie le plus bas et le plus stable à n égal à un-est dit être à son état fondamental. Les états d'énergie supérieure, où n est supérieur à un, sont appelés états excités.
Un électron ne peut passer à un état d'énergie différent que s'il absorbe de l'énergie-et saute à un niveau supérieur-ou s'il redescend à un état d'énergie inférieur et libère de l'énergie excédentaire sous la forme d'un photon. L'énergie absorbée ou émise est liée à la différence d'énergie entre les niveaux d'énergie finale et initiale. Les électrons qui se détendent à partir d'un niveau d'énergie plus élevé émettent une lumière de longueur d'onde plus courte que les électrons qui se détendent à partir d'un niveau d'énergie plus faible.
Bien que le modèle de Bohr ne convient que pour l'hydrogène ou les ions électroniques simples, il a jeté les bases de modèles atomiques plus précis.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: Why does the planetary model predict that atoms should collapse?
According to classical physics, an electron orbiting the nucleus is a charged particle moving in a circular path. This acceleration should cause it to continuously radiate electromagnetic energy. As the electron loses energy, its orbit shrinks until it spirals into the nucleus, making atoms inherently unstable. However, atoms are observed to be stable, revealing a fundamental flaw in the classical model.
Q2: What are quantized energy levels in the Bohr model?
The Bohr model proposes that electrons occupy orbits at fixed distances from the nucleus, each corresponding to a specific energy level labeled by the principal quantum number n. These energy levels are quantized, meaning only certain discrete energies are allowed—no intermediate energies exist. As n increases, the orbital radius and energy increase, with n=1 representing the lowest, most stable ground state.
Q3: How does an electron transition between energy levels in the Bohr model?
An electron transitions between energy levels by absorbing or emitting energy. When absorbing energy, it jumps to a higher energy level (excited state). When transitioning back to a lower level, it releases excess energy as a photon. The energy of the emitted or absorbed photon equals the difference between the final and initial energy levels, allowing prediction of spectral lines through emission spectra hydrogen emission.
Q4: What is the ground state and why is it significant?
The ground state is the lowest energy state of an atom, where the electron occupies the n=1 orbit closest to the nucleus. This is the most stable configuration because matter naturally seeks the lowest possible energy. An electron in the ground state requires energy input to move to higher energy levels. Most electrons exist in the ground state unless external energy excites them to excited states.
Q5: Why does the Bohr model work for hydrogen but not for multielectron atoms?
The Bohr model assumes a single electron orbiting the nucleus with a simple electrostatic attraction. In multielectron atoms, electrons repel each other, creating complex interactions that the model cannot account for. The model also cannot explain electron configuration of multielectron atoms or predict their spectral properties accurately. More sophisticated quantum mechanical models are needed for atoms with multiple electrons.
Q6: What relationship exists between orbital radius and energy in the Bohr model?
In the Bohr model, as the principal quantum number n increases, both the orbital radius and the energy of the electron increase. An electron farther from the nucleus experiences weaker electrostatic attraction and is less tightly bound. This means higher energy states correspond to larger orbits, with electrons in outer orbits requiring less energy to remove from the atom compared to those in inner orbits.
Q7: Can the Bohr model be applied to ions other than hydrogen?
Yes, the Bohr model applies to hydrogen-like atoms and ions with a single electron, such as He+, Li2+, and Be3+. These species differ from hydrogen only in their nuclear charge but maintain the same single-electron structure. The model's predictions for energy levels and spectral lines remain valid for these one-electron systems, though the specific energy values change based on the nuclear charge.