7.5
Model Bohra
Dzięki pracom Ernesta Rutherforda i jego współpracowników z początku XX wieku ugruntowany został obraz atomów składających się z maleńkich, gęstych ją…
Model planetarny opisuje atom wodoru jako maleńki układ słoneczny, w którym elektron krąży wokół dodatnio naładowanego jądra.
Fizyka klasyczna sugeruje, że ponieważ elektron jest naładowaną cząstką poruszającą się po kołowej orbicie, powinien stale emitować energię, jednocześnie wpadając spiralnie do dodatnio naładowanego jądra. W końcu atom by się zapadł .
Jednak nie jest to obserwowane. Atomy są stabilne.
Niels Bohr zaproponował, że istnieją orbity w pewnych, stałych odległościach od jądra. Orbity te są ponumerowanymi liczbami całkowitymi oznaczonymi główną liczbą kwantową, n. Orbita najbliższa jądru wynosi n = 1. n może być dowolną dodatnią liczbą całkowitą, ale nigdy zerem.
Wraz ze wzrostem n zwiększa się promień orbity. Elektron, który znajduje się dalej od jądra, doświadcza słabszej siły elektrostatycznej i jest mniej mocno przyciągany do protonu.
Każda orbita odpowiada określonemu poziomowi energii lub stanowi energii. Poziomy są skwantowane, co oznacza, że nie są możliwe żadne energie pomiędzy nimi.
Mówi się, że elektron w swoim najniższym, najbardziej stabilnym stanie energetycznym, przy n = 1, jest w stanie podstawowym.
Wyższe stany energetyczne, gdzie n > 1, nazywane są stanami wzbudzonymi.
Elektron może przejść do innego stanu energetycznego tylko wtedy, gdy pochłonie energię – i przeskoczy na wyższy poziom – lub gdy przejdzie z powrotem do niższego stanu energetycznego i uwolni nadmiar energii w postaci fotonu.
Energia pochłonięta – lub wyemitowana – jest związana z różnicą energii między końcowym a początkowym poziomem energii.
Elektrony relaksujące się z wyższego poziomu energetycznego emitują światło o krótszej długości fali niż elektrony relaksujące się z niższego poziomu energetycznego.
Chociaż model Bohra jest odpowiedni tylko dla wodoru lub jonów pojedynczych elektronów, położył podwaliny pod dokładniejsze modele atomowe.
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.