Tidlig på 1900-tallet ga den danske fysikeren Niels Bohr mange bidrag til atomteori og kvantefysikk. Blant disse er hans modell av atomet, som var en forbedret versjon av den forrige atommodellen av Ernest Rutherford. Dette er offisielt kjent som Rutherford-Bohr-modellen, men kalles ofte for kort sagt Bohr-modellen.
Bohr-modellen av Atom
Rutherfords modell inneholdt en kompakt, positivt ladet kjerne omgitt av en diffus sky av elektroner. Dette førte naturlig til en planetmodell av atomet, med kjernen som sol og elektroner som planeter i sirkulære baner som et miniatyr solsystem.
En nøkkelfeil ved denne modellen var imidlertid at elektronene (i motsetning til planeter) hadde ikke-null elektrisk ladning og derfor ville utstråle energi når de kretset rundt kjernen. Dette vil føre til at de faller i sentrum, og utstråler en "smøre" av energier over det elektromagnetiske spekteret når de falt. Men det var kjent at elektroner hadde stabile baner, og deres utstrålte energier skjedde i diskrete mengder kalt spektrallinjer.
Bohrs modell var en utvidelse av Rutherford-modellen og inneholdt tre postulater:
- Elektroner er i stand til å bevege seg i visse diskrete stabile baner uten å utstråle energi.
- Disse spesielle banene har vinkelmomentverdier som er heltallsmultipler av den reduserte Plancks konstant ħ (noen ganger kalt h-bar).
- Elektronene kan bare få eller miste veldig spesifikke mengder energi ved å hoppe fra en bane til en annen i diskrete trinn, absorbere eller avgi stråling med en bestemt frekvens.
Bohrs modell i kvantemekanikk
Bohrs modell gir en god førsteordens tilnærming av energinivåer for enkle atomer som hydrogenatomet.
Et elektrones vinkelmoment må være
L = mvr = n \ hbar
hvormer massen til elektronet,ver hastigheten,rer radiusen der den kretser om kjernen og kvantetalletner et heltall som ikke er null. Siden den laveste verdien avner 1, gir dette den lavest mulige verdien av baneradien. Dette er kjent som Bohr-radiusen, og den er omtrent 0,0529 nanometer. Et elektron kan ikke være nærmere kjernen enn Bohr-radiusen og fremdeles være i en stabil bane.
Hver verdi avngir en bestemt energi i en bestemt radius kjent som et energiskall eller energinivå. I disse banene utstråler ikke elektronen energi og faller derfor ikke inn i kjernen.
Bohrs modell er i samsvar med observasjoner som fører til kvanteteori som Einsteins fotoelektriske effekt, materiebølger og eksistensen av fotoner (selv om Bohr ikke trodde på eksistensen av fotoner).
Rydberg-formelen var kjent empirisk før Bohrs modell, men den passer til Bohrs beskrivelse av energiene forbundet med overganger eller hopp mellom begeistrede stater. Energien forbundet med en gitt baneovergang er
E = R_E \ bigg (\ frac {1} {n_f ^ 2} - \ frac {1} {n_i ^ 2} \ bigg)
hvorREer Rydberg-konstanten, ognfognJegernverdiene til henholdsvis den endelige og innledende orbitalen.
Mangler ved Bohrs modell
Bohrs modell gir en feil verdi for grunntilstandens (laveste energitilstands) vinkelmoment; modellen forutsier en verdi på ħ når den sanne verdien er kjent for å være null. Modellen er heller ikke effektiv i å forutsi energinivåene til større atomer, eller atomer med mer enn ett elektron. Den er mest nøyaktig når den påføres et hydrogenatom.
Modellen bryter Heisenbergs usikkerhetsprinsipp ved at den anser elektroner som kjente baneroglokasjoner. I følge usikkerhetsprinsippet kan ikke disse to tingene være kjent samtidig om en kvantepartikkel.
Det er også kvanteeffekter som ikke er forklart av modellen, for eksempel Zeeman-effekten og eksistensen av fin og hyperfin struktur i spektrale linjer.
Andre modeller av atomstruktur
To hovedatommodeller ble opprettet før Bohr. I Daltons modell var et atom ganske enkelt en grunnleggende materieenhet. Elektroner ble ikke vurdert. J.J. Thomsons plommepudding-modell var en forlengelse av Daltons, som representerte elektroner som innebygd i et fast stoff som rosiner i en pudding.
Schrödingers elektronskymodell kom etter Bohr og representerte elektronene som sfæriske skyer med sannsynlighet som vokser tettere nær kjernen.