Modèle atomique des caractéristiques de Bohr, postulats, limites

Le Le modèle atomique de Bohr est une représentation de l'atome proposée par le physicien danois Neils Bohr (1885-1962). Le modèle indique que l'électron se déplace sur une orbite à une distance fixe autour du noyau atomique, décrivant un mouvement circulaire uniforme. Les orbites - ou les niveaux d'énergie, comme il les appelait - ont une énergie différente.

Chaque fois que l'électron change d'orbite, il émet ou absorbe de l'énergie en quantités fixes appelées "quanta". Bohr a expliqué le spectre de la lumière émise (ou absorbée) par l'atome d'hydrogène. Lorsqu'un électron se déplace d'une orbite à une autre vers le noyau, il y a une perte d'énergie et de la lumière émise, avec une longueur d'onde et une énergie caractéristiques.

Bohr a numéroté les niveaux d'énergie de l'électron, en considérant que plus l'électron est proche du noyau, plus son état énergétique est faible. De cette façon, plus l'électron est éloigné du noyau, plus le niveau d'énergie sera élevé et donc l'état énergétique sera élevé.

Index

• 1 caractéristiques principales
  • 1.1 Il est basé sur d'autres modèles et théories de l'époque
  • 1.2 Preuves expérimentales
  • 1.3 Les électrons existent dans les niveaux d'énergie
  • 1.4 Sans énergie, il n'y a pas de mouvement de l'électron
  • 1.5 Nombre d'électrons dans chaque couche
  • 1.6 Les électrons tournent en orbite circulaire sans énergie rayonnante
  • 1.7 Orbites autorisées
  • 1.8 Energie émise ou absorbée dans les sauts
• 2 postulats du modèle atomique de Bohr
  • 2.1 Premier postulat
  • 2.2 Deuxième postulat
  • 2.3 Troisième postulat
• 3 Diagramme des niveaux d'énergie pour les atomes d'hydrogène
• 4 Les 3 principales limitations du modèle Bohr
• 5 articles d'intérêt
• 6 références

Caractéristiques principales

Les caractéristiques du modèle de Bohr sont importantes car elles ont déterminé la voie vers le développement d'un modèle atomique plus complet. Les principaux sont:

Il est basé sur d'autres modèles et théories de l'époque

Le modèle de Bohr a été le premier à incorporer la théorie quantique soutenue par le modèle atomique de Rutherford et les idées tirées de l'effet photoélectrique d'Albert Einstein. En fait, Einstein et Bohr étaient amis.

Preuve expérimentale

Selon ce modèle, les atomes absorbent ou émettent des radiations uniquement lorsque les électrons sautent entre les orbites autorisées. Les physiciens allemands James Franck et Gustav Hertz ont obtenu des preuves expérimentales de ces états en 1914.

Les électrons existent dans les niveaux d'énergie

Les électrons entourent le noyau et existent à certains niveaux d'énergie, qui sont discrets et décrits en nombres quantiques.

La valeur énergétique de ces niveaux existe en fonction d'un nombre n, appelé nombre quantique principal, qui peut être calculé avec des équations qui seront détaillées ultérieurement.

Sans énergie, il n'y a pas de mouvement de l'électron

L'illustration supérieure montre un électron qui fait des sauts quantiques.

Selon ce modèle, sans énergie, il n'y a pas de mouvement de l'électron d'un niveau à un autre, tout comme il est impossible de soulever un objet tombé ou de séparer deux aimants sans énergie.

Bohr a suggéré le quantum comme l'énergie requise par un électron pour passer d'un niveau à un autre. Il a également déclaré que le plus faible niveau d'énergie occupé par un électron s'appelle "l'état fondamental". L '"état excité" est un état plus instable, le résultat du passage d'un électron à une orbitale d'énergie supérieure.

Nombre d'électrons dans chaque couche

Les électrons qui correspondent à chaque couche sont calculés avec 2n² 

Les éléments chimiques faisant partie du tableau périodique et situés dans la même colonne ont les mêmes électrons dans le dernier calque. Le nombre d'élecrones dans les quatre premières couches serait 2, 8, 18 et 32.

Les électrons tournent en orbite circulaire sans énergie rayonnante

Selon le premier postulat de Bohr, les électrons décrivent des orbites circulaires autour du noyau de l'atome sans émettre d'énergie.

Orbites autorisées

Selon le deuxième postulat de Bohr, les seules orbites autorisées pour un électron sont celles pour lesquelles le moment angulaire L de l'électron est un multiple entier de la constante de Planck. Mathématiquement, il s'exprime ainsi:

Energie émise ou absorbée dans les sauts

Selon le troisième postulat, les électrons émettraient ou absorberaient de l'énergie dans les sauts d'une orbite à l'autre. Dans le saut d'orbite, un photon est émis ou absorbé, dont l'énergie est représentée mathématiquement:

Postulats du modèle atomique de Bohr

Bohr a donné une continuité au modèle planétaire de l'atome, selon lequel les électrons tournaient autour d'un noyau chargé positivement, ainsi que les planètes autour du Soleil.

Cependant, ce modèle défie l'un des postulats de la physique classique.En conséquence, une particule avec une charge électrique (comme l’électron) qui se déplace sur une trajectoire circulaire devrait perdre de l’énergie en permanence par émission de rayonnement électromagnétique. En perdant de l'énergie, l'électron devrait suivre une spirale jusqu'à tomber dans le noyau.

Bohr a alors supposé que les lois de la physique classique n'étaient pas les plus indiquées pour décrire la stabilité observée dans les atomes et il a présenté les trois postulats suivants:

Premier postulat

L'électron tourne autour du noyau en orbite circulaire, sans énergie rayonnante. Dans ces orbites, le moment cinétique orbital est constant.

Pour les électrons d'un atome, seules les orbites de certains rayons sont autorisées, correspondant à certains niveaux d'énergie définis.

Deuxième postulat

Toutes les orbites ne sont pas possibles. Mais une fois que l'électron est dans une orbite autorisée, il est dans un état d'énergie spécifique et constant et n'émet pas d'énergie (orbite d'énergie stationnaire).

Par exemple, dans l'atome d'hydrogène, les énergies autorisées pour l'électron sont données par l'équation suivante:

Dans cette équation, la valeur -2,18 x 10^-18 est la constante de Rydberg pour l'atome d'hydrogène, et n = le nombre quantique peut prendre des valeurs de 1 à ∞.

Les énergies d'électrons d'un atome d'hydrogène générées par l'équation ci-dessus sont négatives pour chacune des valeurs de n. Lorsque n augmente, l'énergie est moins négative et, par conséquent, augmente.

Lorsque n est assez grand, par exemple, n = ∞-l'énergie est nulle et représente que l'électron a été libéré et l'atome ionisé. Cet état de zéro énergie héberge une énergie supérieure à celle des états à énergies négatives.

Troisième postulat

Un électron peut passer d'une orbite d'énergie stationnaire à une autre en émettant ou en absorbant de l'énergie.

L'énergie émise ou absorbée sera égale à la différence d'énergie entre les deux états. Cette énergie E se présente sous la forme d'un photon et est donnée par l'équation suivante:

E = h ν

Dans cette équation E est l'énergie (absorbée ou émise), h est la constante de Planck (sa valeur est 6,63 x 10^-34 joule-seconds [J-s]) et ν est la fréquence de la lumière, dont l'unité est 1 / s.

Diagramme des niveaux d'énergie pour les atomes d'hydrogène

Le modèle de Bohr a pu expliquer de manière satisfaisante le spectre de l’atome d’hydrogène. Par exemple, dans la gamme de longueurs d'onde de la lumière visible, le spectre d'émission de l'atome d'hydrogène est le suivant:

Voyons comment on peut calculer la fréquence de certaines des bandes de lumière observées; par exemple, la couleur rouge.

En utilisant la première équation et en substituant n pour 2 et 3, vous obtenez les résultats qui apparaissent dans le diagramme.

C'est-à-dire:

Pour n = 2, E₂ = -5,45 x 10^-19 J

Pour n = 3, E₃ = -2,42 x 10^-19 J

Il est alors possible de calculer la différence d’énergie pour les deux niveaux:

ΔE = E₃ - E₂ = (-2,42 - (- 5,45)) x 10 ^{- 19} = 3,43 x 10 ^{- 19} J

Selon l'équation expliquée dans le troisième postulat ΔE = h ν. Ensuite, vous pouvez calculer ν (fréquence de la lumière):

ν = ΔE / h

C'est-à-dire:

ν = 3,43 x 10^-19 J / 6,63 x 10^-34 J-s

ν = 4,56 x 10¹⁴ s^-1 ou 4,56 x 10¹⁴ Hz

Etre λ = c / ν et la vitesse de la lumière c = 3 x 10 ⁸ m / s, la longueur d'onde est donnée par:

λ = 6 565 x 10 ^{- 7} m (656,5 nm)

C'est la valeur de la longueur d'onde de la bande rouge observée dans le spectre des lignes d'hydrogène.

Les 3 principales limitations du modèle Bohr

1- Il s'adapte au spectre de l'atome d'hydrogène mais pas aux spectres des autres atomes.

2 - Les propriétés d'onde de l'électron ne sont pas représentées dans la description de ceci comme une petite particule qui tourne autour du noyau atomique.

3- Bohr ne parvient pas à expliquer pourquoi l'électromagnétisme classique ne s'applique pas à son modèle. C'est-à-dire que les électrons n'émettent pas de rayonnement électromagnétique lorsqu'ils sont en orbite fixe.

Articles d'intérêt

Modèle atomique de Schrödinger.

Modèle atomique de Broglie.

Modèle atomique de Chadwick.

Modèle atomique de Heisenberg.

Modèle atomique de Perrin.

Modèle atomique de Thomson.

Modèle atomique de Dalton.

Modèle atomique de Dirac Jordan.

Modèle atomique de Démocrite.

Références

1. Brown, T. L. (2008). Chimie: la science centrale. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R. et Resnick, R. (2009).Physique quantique des atomes, des molécules, des solides, des noyaux et des particules. New York: Wiley
3. Modèle atomique de Bohr-Sommerfeld. Récupéré de: fisquiweb.es
4. Joesten, M. (1991). Monde de la chimie Philadelphie, Pennsylvanie: Saunders College Publishing, pages 76-78.
5. Modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène. Récupéré de fr.khanacademy.org
6. Izlar, K. Rétrospective sur l'atome: le modèle de Bohr a cent ans. Récupéré de: home.cern