Model Atom Bohr: Karakteristik, Postulat, Keterbatasan

Model atom Bohr adalah representasi atom yang diusulkan oleh fisikawan Denmark, Neils Bohr (1885-1962). Model tersebut menyatakan bahwa elektron bergerak dalam orbit pada jarak tetap di sekitar inti atom, menggambarkan gerakan melingkar yang seragam. Orbit - atau tingkat energi, demikian ia menyebutnya - memiliki energi yang berbeda.

Setiap kali elektron berubah orbit, ia memancarkan atau menyerap energi dalam jumlah tetap yang disebut "kuanta". Bohr menjelaskan spektrum cahaya yang dipancarkan (atau diserap) oleh atom hidrogen. Ketika sebuah elektron bergerak dari satu orbit ke orbit lain menuju nukleus, ada kehilangan energi dan cahaya yang dipancarkan, dengan panjang gelombang dan energi yang khas.

Bohr memberi nomor pada tingkat energi elektron, mengingat semakin dekat elektron dengan inti, semakin rendah tingkat energinya. Dengan cara ini, semakin jauh elektron dari nukleus, semakin tinggi jumlah tingkat energi akan dan oleh karena itu keadaan energi akan semakin tinggi.

Karakteristik utama

Karakteristik model Bohr penting karena mereka menentukan jalur menuju pengembangan model atom yang lebih lengkap. Yang utama adalah:

Ini didasarkan pada model dan teori lain waktu itu

Model Bohr adalah yang pertama untuk menggabungkan teori kuantum yang didukung oleh model atom Rutherford dan ide-ide yang diambil dari efek fotoelektrik Albert Einstein. Sebenarnya, Einstein dan Bohr adalah teman.

Bukti eksperimental

Menurut model ini, atom menyerap atau memancarkan radiasi hanya ketika elektron melompat di antara orbit yang diizinkan. Fisikawan Jerman James Franck dan Gustav Hertz memperoleh bukti eksperimental dari negara-negara ini pada tahun 1914.

Elektron ada di tingkat energi

Elektron mengelilingi nukleus dan ada pada tingkat energi tertentu, yang diskrit dan dijelaskan dalam bilangan kuantum.

Nilai energi dari level-level ini ada sebagai fungsi dari bilangan n, yang disebut bilangan kuantum utama, yang dapat dihitung dengan persamaan yang akan dirinci nanti.

Tanpa energi tidak ada pergerakan elektron

Ilustrasi atas menunjukkan elektron yang membuat lompatan kuantum.

Menurut model ini, tanpa energi tidak ada pergerakan elektron dari satu tingkat ke tingkat lainnya, sama seperti tanpa energi tidak mungkin mengangkat benda yang jatuh atau memisahkan dua magnet.

Bohr menyarankan kuantum sebagai energi yang dibutuhkan oleh elektron untuk berpindah dari satu tingkat ke tingkat lainnya. Dia juga menyatakan bahwa tingkat energi terendah yang ditempati oleh elektron disebut "keadaan dasar". "Status tereksitasi" adalah keadaan yang lebih tidak stabil, hasil dari perpindahan elektron ke orbital energi yang lebih tinggi.

Jumlah elektron di setiap lapisan

Elektron yang cocok di setiap lapisan dihitung dengan 2n2

Unsur kimia yang merupakan bagian dari tabel periodik dan yang berada di kolom yang sama memiliki elektron yang sama di lapisan terakhir. Jumlah elecrones dalam empat lapisan pertama adalah 2, 8, 18 dan 32.

Elektron berputar dalam orbit melingkar tanpa memancarkan energi

Menurut Postulat Pertama Bohr, elektron menggambarkan orbit melingkar di sekitar inti atom tanpa memancarkan energi.

Orbits diizinkan

Menurut Postulat Kedua Bohr, satu-satunya orbit yang diizinkan untuk elektron adalah yang memiliki momentum sudut L elektron adalah kelipatan bilangan bulat dari konstanta Planck. Secara matematis diekspresikan seperti ini:

Energi dipancarkan atau diserap dalam lompatan

Menurut Postulat Ketiga, elektron akan memancarkan atau menyerap energi dalam lompatan dari satu orbit ke yang lain. Dalam lompatan orbit foton dipancarkan atau diserap, yang energinya diwakili secara matematis:

Postulat dari model atom Bohr

Bohr memberikan kontinuitas pada model planet atom, yang menurutnya elektron berputar di sekitar nukleus bermuatan positif, serta planet-planet di sekitar Matahari.

Namun, model ini menantang salah satu dalil fisika klasik. Menurut ini, sebuah partikel dengan muatan listrik (seperti elektron) yang bergerak dalam jalur melingkar, harus kehilangan energi secara terus menerus oleh emisi radiasi elektromagnetik. Ketika kehilangan energi, elektron harus mengikuti spiral hingga jatuh di nukleus.

Bohr kemudian berasumsi bahwa hukum-hukum fisika klasik bukanlah yang paling cocok untuk menggambarkan stabilitas yang diamati dalam atom dan dia menyajikan tiga postulat berikut:

Postulat pertama

Elektron berputar di sekitar nukleus dalam orbit yang berputar, tanpa memancarkan energi. Dalam orbit ini momentum sudut orbital konstan.

Untuk elektron dari atom, hanya orbit dari jari-jari tertentu yang diizinkan, sesuai dengan tingkat energi tertentu yang ditentukan.

Postulat kedua

Tidak semua orbit dimungkinkan. Tetapi begitu elektron berada dalam orbit yang diizinkan, ia berada dalam keadaan energi spesifik dan konstan dan tidak memancarkan energi (orbit energi stasioner).

Misalnya, dalam atom hidrogen, energi yang diizinkan untuk elektron diberikan oleh persamaan berikut:

Dalam persamaan ini, nilai -2, 18 x 10-18 adalah konstanta Rydberg untuk atom hidrogen, dan n = bilangan kuantum dapat mengambil nilai dari 1 hingga ∞.

Energi elektron dari atom hidrogen yang dihasilkan dari persamaan di atas adalah negatif untuk masing-masing nilai n. Ketika n meningkat, energinya kurang negatif dan, karenanya, meningkat.

Ketika n cukup besar - misalnya, n = ∞ - energinya nol dan menyatakan bahwa elektron telah dilepaskan dan atom terionisasi. Keadaan nol energi ini menyimpan energi yang lebih besar daripada keadaan dengan energi negatif.

Postulat ketiga

Sebuah elektron dapat berubah dari orbit energi stasioner ke yang lain dengan memancarkan atau menyerap energi.

Energi yang dipancarkan atau diserap akan sama dengan perbedaan energi antara kedua kondisi. Energi E ini dalam bentuk foton dan diberikan oleh persamaan berikut:

E = h ν

Dalam persamaan ini E adalah energi (diserap atau dipancarkan), h adalah konstanta Planck (nilainya 6, 63 x 10-34 joule-detik [Js]) dan ν adalah frekuensi cahaya, yang unitnya adalah 1 / dtk

Diagram tingkat energi untuk atom hidrogen

Model Bohr mampu menjelaskan spektrum atom hidrogen dengan memuaskan. Misalnya, dalam kisaran panjang gelombang cahaya tampak, spektrum emisi atom hidrogen adalah sebagai berikut:

Mari kita lihat bagaimana Anda dapat menghitung frekuensi beberapa pita cahaya yang diamati; misalnya warna merah.

Menggunakan persamaan pertama dan mengganti n untuk 2 dan 3 Anda mendapatkan hasil yang muncul dalam diagram.

Itu adalah:

Untuk n = 2, E ₂ = -5, 45 x 10-19 J

Untuk n = 3, E ₃ = -2.42 x 10-19 J

Maka dimungkinkan untuk menghitung perbedaan energi untuk dua level:

ΔE = E ₃ - E ₂ = (-2.42 - (- 5.45)) x 10 - 19 = 3.43 x 10 - 19 J

Menurut persamaan yang dijelaskan dalam postulat ketiga ΔE = h ν. Kemudian, Anda dapat menghitung ν (frekuensi cahaya):

ν = ΔE / h

Itu adalah:

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

ν = 4, 56 x 1014 s-1 atau 4, 56 x 1014 Hz

Karena λ = c / ν, dan kecepatan cahaya c = 3 x 10 8 m / s, panjang gelombang diberikan oleh:

λ = 6.565 x 10 - 7 m (656.5 nm)

Ini adalah nilai panjang gelombang dari pita merah yang diamati dalam spektrum garis hidrogen.

3 keterbatasan utama model Bohr

1- Beradaptasi dengan spektrum atom hidrogen tetapi tidak dengan spektrum atom lain.

2 - Sifat undulatory dari elektron tidak terwakili dalam deskripsi ini sebagai partikel kecil yang berputar di sekitar inti atom.

3 - Bohr gagal menjelaskan mengapa elektromagnetisme klasik tidak berlaku untuk modelnya. Itulah sebabnya mengapa elektron tidak memancarkan radiasi elektromagnetik ketika mereka berada di orbit stasioner.