Bohr Model: Definition & Udvikling

I det tidlige 20. århundrede bidrog den danske fysiker Niels Bohr mange bidrag til atomteori og kvantefysik. Blandt disse er hans model af atomet, som var en forbedret version af den tidligere atommodel af Ernest Rutherford. Dette er officielt kendt som Rutherford-Bohr-modellen, men kaldes ofte for kort for Bohr-modellen.

Rutherfords model indeholdt en kompakt, positivt ladet kerne omgivet af en diffus sky af elektroner. Dette førte naturligvis til en planetarisk model af atomet, hvor kernen fungerer som solen og elektronerne som planeter i cirkulære baner som et miniaturesolsystem.

En nøglefejl ved denne model var imidlertid, at elektronerne (i modsætning til planeter) havde ikke-nul elektrisk ladning og derfor ville udstråle energi, når de kredsede om kernen. Dette vil føre til, at de falder i midten og udstråler en "udtværing" af energier over det elektromagnetiske spektrum, når de falder. Men det vides, at elektroner havde stabile baner, og deres udstrålede energier forekom i diskrete mængder kaldet spektrale linjer.

Bohrs model var en udvidelse af Rutherford-modellen og indeholdt tre postulater:

1. Elektroner er i stand til at bevæge sig i bestemte diskrete stabile baner uden at udstråle energi.
2. Disse specielle baner har vinkelmomentværdier, der er heltalsmultipler af den reducerede Plancks konstant ħ (undertiden kaldet h-bar).
3. Elektronerne kan kun vinde eller miste meget specifikke energimængder ved at hoppe fra en bane til en anden i diskrete trin, absorbere eller udsende stråling med en bestemt frekvens.

Bohrs model giver en god førsteordens tilnærmelse af energiniveauer for enkle atomer såsom hydrogenatomet.

En elektroners vinkelmoment skal være

hvormer massen af ​​elektronen,ver dens hastighed,rer den radius, hvor den kredser om kernen og kvantetalletner et ikke-nul heltal. Siden den laveste værdi afner 1, dette giver den lavest mulige værdi af kredsløbsradiusen. Dette er kendt som Bohr-radius, og det er cirka 0,0529 nanometer. En elektron kan ikke være tættere på kernen end Bohr-radiusen og stadig være i en stabil bane.

Hver værdi afngiver en bestemt energi i en bestemt radius kendt som en energiskal eller energiniveau. I disse baner udstråler elektronen ikke energi og falder derfor ikke ind i kernen.

Bohrs model er i overensstemmelse med observationer, der fører til kvanteteori som Einsteins fotoelektriske effekt, stofbølger og eksistensen af ​​fotoner (skønt Bohr ikke troede på eksistensen af fotoner).

Rydberg-formlen blev kendt empirisk før Bohrs model, men den passer til Bohrs beskrivelse af de energier, der er forbundet med overgange eller spring mellem ophidsede tilstande. Energien forbundet med en given orbitale overgang er

hvorR_Eer Rydberg konstant, ogn_fogn_jeger denværdier for henholdsvis de endelige orbitaler.

Bohrs model giver en forkert værdi for jordtilstandens (laveste energitilstands) vinkelmoment; dens model forudsiger en værdi på ħ når den sande værdi vides at være nul. Modellen er heller ikke effektiv til at forudsige energiniveauerne for større atomer eller atomer med mere end en elektron. Det er mest nøjagtigt, når det påføres et hydrogenatom.

Modellen overtræder Heisenbergs usikkerhedsprincip ved, at den betragter elektroner som kendte banerogplaceringer. Ifølge usikkerhedsprincippet kan disse to ting ikke kendes samtidigt om en kvantepartikel.

Der er også kvanteeffekter, der ikke forklares af modellen, såsom Zeeman-effekten og eksistensen af ​​fin og hyperfin struktur i spektrale linjer.

To vigtigste atommodeller blev oprettet før Bohrs. I Daltons model var et atom simpelthen en grundlæggende enhed af stof. Elektroner blev ikke overvejet. J.J. Thomsons blomme budding model var en udvidelse af Daltons, som repræsenterede elektroner som indlejret i et fast stof som rosiner i en budding.

Schrödingers elektronskymodel kom efter Bohrs og repræsenterede elektronerne som sfæriske skyer med sandsynlighed, der vokser tættere nær kernen.