النموذج الذري لبهر: الخصائص والمسلمات والقيود
نموذج بوهر الذري هو تمثيل للذرة التي اقترحها الفيزيائي الدنماركي نيل بور (1885-1962). يوضح النموذج أن الإلكترون يتحرك في مدارات على مسافة ثابتة حول النواة الذرية ، ويصف حركة دائرية موحدة. المدارات - أو مستويات الطاقة ، كما أسماها - ذات طاقة مختلفة.
في كل مرة يتغير فيها الإلكترون مداره ، فإنه يصدر أو يمتص الطاقة بكميات ثابتة تسمى "كوانتا". أوضح بور طيف الضوء المنبعث (أو الممتص) بواسطة ذرة الهيدروجين. عندما ينتقل الإلكترون من مدار إلى آخر نحو النواة ، يكون هناك فقد للطاقة وينبعث الضوء ، مع طول موجي وطاقة مميزين.
قام بوهر بترقيم مستويات الطاقة للإلكترون ، مع الأخذ في الاعتبار أنه كلما اقترب الإلكترون من النواة ، انخفضت حالة الطاقة فيه. وبهذه الطريقة ، كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، كلما ارتفع عدد مستوى الطاقة وبالتالي ستكون حالة الطاقة أعلى.
الخصائص الرئيسية
خصائص نموذج بوهر مهمة لأنها تحدد المسار نحو تطوير نموذج ذري أكثر اكتمالا. أهمها هي:
يعتمد على نماذج ونظريات أخرى في ذلك الوقت
كان نموذج بوهر أول من أدمج نظرية الكم بدعم من نموذج رذرفورد الذري وأفكاره المأخوذة من التأثير الكهروضوئي لألبرت أينشتاين. في الحقيقة ، كان أينشتاين وبوهر صديقين.
دليل تجريبي
وفقًا لهذا النموذج ، تمتص الذرات الإشعاع أو تنبعث منه فقط عندما تقفز الإلكترونات بين المدارات المسموح بها. حصل علماء الفيزياء الألمان جيمس فرانك وجوستاف هيرتز على أدلة تجريبية على هذه الحالات في عام 1914.
توجد الإلكترونات في مستويات الطاقة
تحيط الإلكترونات بالنواة وتوجد عند مستويات معينة من الطاقة ، منفصلة عن بعضها البعض ويتم وصفها بأعداد الكم.
توجد قيمة الطاقة لهذه المستويات كدالة لعدد n ، تسمى الرقم الكم الرئيسي ، والتي يمكن حسابها مع المعادلات التي سيتم تفصيلها لاحقًا.
بدون طاقة لا توجد حركة للإلكترون
يُظهر الرسم التوضيحي العلوي إلكترونًا يقفز بالكم.
وفقًا لهذا النموذج ، بدون طاقة لا توجد حركة للإلكترون من مستوى إلى آخر ، تمامًا كما هو الحال مع الطاقة ، لا يمكن رفع كائن سقط أو فصل مغناطيسين.
اقترح بوهر الكم كطاقة مطلوبة للإلكترون لتمريرها من مستوى إلى آخر. وذكر أيضًا أن أدنى مستوى للطاقة يشغله الإلكترون يسمى "الحالة الأرضية". "الحالة المثارة" هي حالة غير مستقرة بدرجة أكبر ، وهي نتيجة مرور الإلكترون إلى مدار طاقة أعلى.
عدد الإلكترونات في كل طبقة
يتم حساب الإلكترونات التي تناسب كل طبقة مع 2n2
تحتوي العناصر الكيميائية التي تشكل جزءًا من الجدول الدوري والموجودة في نفس العمود على الإلكترونات نفسها في الطبقة الأخيرة. سيكون عدد الإلكترونات في الطبقات الأربع الأولى 2 و 8 و 18 و 32.
تدور الإلكترونات في مدارات دائرية دون إشعاع الطاقة
وفقًا لملف بوهر الأول ، تصف الإلكترونات المدارات الدائرية حول نواة الذرة دون إشعاع الطاقة.
المدارات المسموح بها
وفقًا لملف بوهر الثاني ، فإن المدارات الوحيدة المسموح بها للإلكترون هي تلك التي يكون الزخم الزاوي L للإلكترون فيها عددًا صحيحًا مضاعفًا لثابت بلانك. يتم التعبير عنه رياضيا مثل هذا:
الطاقة المنبعثة أو الممتصة في القفزات
وفقًا للمقال الثالث ، فإن الإلكترونات تنبعث أو تمتص الطاقة في القفزات من مدار إلى آخر. في قفزة المدار ، ينبعث أو يمتص الفوتون ، ويتم تمثيل طاقته رياضيا:
مسلمات نموذج بوهر الذري
أعطى بوهر استمرارية لنموذج الكواكب للذرة ، والتي تدور حولها الإلكترونات حول نواة موجبة الشحنة ، وكذلك الكواكب حول الشمس.
ومع ذلك ، فإن هذا النموذج يتحدى واحدة من مسلمات الفيزياء الكلاسيكية. وفقًا لهذا ، فإن الجسيمات ذات الشحنة الكهربائية (مثل الإلكترون) التي تتحرك في مسار دائري ، يجب أن تفقد الطاقة باستمرار عن طريق انبعاث الإشعاع الكهرومغناطيسي. عند فقدان الطاقة ، يجب أن يتبع الإلكترون دوامة حتى يسقط في النواة.
ثم افترض بوهر أن قوانين الفيزياء الكلاسيكية لم تكن الأنسب لوصف الثبات الذي لوحظ في الذرات وقدم الافتراضات الثلاثة التالية:
الافتراض الأول
يدور الإلكترون حول النواة في مدارات دائرية ، دون إشعاع الطاقة. في هذه المدارات ، يكون الزخم الزاوي المداري ثابتًا.
بالنسبة لإلكترونات الذرة ، لا يُسمح إلا بمدارات من أنصاف أقطار معينة ، بما يتوافق مع مستويات طاقة محددة محددة.
الافتراض الثاني
ليست كل المدارات ممكنة. ولكن بمجرد أن يكون الإلكترون في مدار مسموح به ، فإنه في حالة طاقة محددة وثابتة ولا ينبعث منها طاقة (مدار طاقة ثابتة).
على سبيل المثال ، في ذرة الهيدروجين ، يتم إعطاء الطاقات المسموح بها للإلكترون بالمعادلة التالية:
في هذه المعادلة ، تكون القيمة -2.18 × 10-18 هي ثابت Rydberg لذرة الهيدروجين ، و n = يمكن أن يأخذ العدد الكمي القيم من 1 إلى ∞.
تعد طاقات الإلكترون لذرة الهيدروجين الناتجة من المعادلة أعلاه سالبة لكل من قيم n. مع زيادة n ، تكون الطاقة أقل سلبية وبالتالي تزداد.
عندما يكون n كبيرًا بدرجة كافية - على سبيل المثال ، تكون n = ∞-الطاقة صفرية وتمثل أن الإلكترون قد تم إطلاقه والذرة المؤينة. إن حالة الطاقة الصفرية هذه تحتوي على طاقة أكبر من الدول ذات الطاقات السلبية.
الافتراض الثالث
يمكن أن يتغير الإلكترون من مدار طاقة ثابت إلى آخر عن طريق إصدار الطاقة أو امتصاصها.
الطاقة المنبعثة أو الممتصة ستكون مساوية لفرق الطاقة بين الدولتين. هذه الطاقة E تكون في شكل فوتون وتعطى بالمعادلة التالية:
E = ح ν
في هذه المعادلة E هي الطاقة (الممتصة أو المنبعثة) ، h هي ثابت بلانك (قيمته 6.63 × 10-34 جول ثانية [Js]) و ν هو تردد الضوء ، وحدته هي 1 / ث.
رسم بياني لمستويات الطاقة لذرات الهيدروجين
كان نموذج بوهر قادرًا على شرح طيف ذرة الهيدروجين بصورة مرضية. على سبيل المثال ، في نطاق أطوال موجات الضوء المرئي ، يكون طيف الانبعاث لذرة الهيدروجين كما يلي:
دعونا نرى كيف يمكنك حساب وتيرة بعض أشرطة الضوء المرصودة ؛ على سبيل المثال ، اللون الأحمر.
باستخدام المعادلة الأولى واستبدال n لـ 2 و 3 ، تحصل على النتائج التي تظهر في الرسم التخطيطي.
هذا هو:
ل n = 2 ، E 2 = -5.45 x 10-19 J
ل n = 3 ، E 3 = -2.42 x 10-19 J
من الممكن بعد ذلك حساب فرق الطاقة للمستويين:
=E = E 3 - E 2 = (-2.42 - (- 5،45)) × 10 - 19 = 3.43 x 10 - 19 J
وفقًا للمعادلة الموضحة في الافتراض الثالث ΔE = h ν. بعد ذلك ، يمكنك حساب ν (تردد الضوء):
ν = ΔE / h
هذا هو:
ν = 3.43 × 10-19 J / 6.63 x 10-34 Js
ν = 4.56 × 1014 s-1 أو 4.56 x 1014 هرتز
منذ λ = c / ν ، وسرعة الضوء c = 3 x 10 8 m / s ، يتم إعطاء الطول الموجي بواسطة:
6.5 = 6.565 × 10 - 7 م (656.5 نانومتر)
هذه هي قيمة الطول الموجي للشريط الأحمر الذي لوحظ في طيف خطوط الهيدروجين.
القيود الرئيسية 3 من نموذج بور
1- يتكيف مع طيف ذرة الهيدروجين ولكن ليس مع أطياف الذرات الأخرى.
2 - لا يتم تمثيل الخواص التموجية للإلكترون في وصف هذا كجسيم صغير يدور حول النواة الذرية.
3- فشل بوهر في توضيح سبب عدم تطبيق الكهرومغناطيسية الكلاسيكية على نموذجه. وهذا هو السبب في أن الإلكترونات لا تنبعث منها الإشعاع الكهرومغناطيسي عندما تكون في مدار ثابت.
المواد المثيرة للاهتمام
النموذج الذري لشرودنجر.
النموذج الذري لبرولي.
النموذج الذري لتشادويك.
النموذج الذري لهيسنبرغ.
النموذج الذري لبيرين.
النموذج الذري لطومسون.
النموذج الذري لدالتون.
النموذج الذري لديراك الأردن.
النموذج الذري للديموقريطس.
