Physik

Bohr-Atommodell


Das Atom wurde immer anhand von Modellen untersucht, die von Wissenschaftlern vorgeschlagen wurden. Jedes Modell brachte Hypothesen mit, die auf theoretischen Formulierungen und experimentellen Ergebnissen der jeweiligen Autoren basierten und gültig blieben, bis es Mängel bei der Erklärung der Phänomene aufwies. In diesem Fall sollten Forscher neue Modelle oder Anpassungen der bereits entwickelten Theorien vorschlagen.

1911 schlug Ernest Rutherford ein Modell vor, das das Atom als Planetensystem beschrieb, in dem sich ein positiv geladener zentraler Kern befand und Elektronen umkreisten. Obwohl wichtig, hat Rutherfords Modell einige Phänomene nicht richtig erklärt. Nach Maxwells Theorie sollte jede beschleunigte Ladung elektromagnetische Strahlung abgeben und dabei Energie verlieren. Da ein Elektron des Rutherford-Atoms eine Kreisbahn beschreibt und somit eine zentripetale Beschleunigung aufweist, sollte es permanent Strahlung emittieren und sein Energieniveau reduzieren. Es sollte also ein spiralförmiger Weg beschrieben werden, bis er in den nicht vorkommenden Kern fällt, da die Elektrosphären der Atome stabil sind.

Es gibt auch ein anderes Problem mit Rutherfords Modell. Nach Maxwell hat die vom Elektron emittierte Strahlung die gleiche Bewegungsfrequenz. Da sich die Frequenz der Elektronenbewegung kontinuierlich ändern sollte, während sie sich zum Kern bewegt, sollte das Elektron auch kontinuierlich Strahlung mit variabler Frequenz emittieren. Von einem Atom emittierte Strahlung sollte jedoch nur Frequenzen von bestimmten Werten aufweisen, im Gegensatz zu der von einem Körper emittierten Wärmestrahlung, die ein kontinuierliches Spektrum aufweist.

Aufgrund dieser Inkonsistenzen entwickelte Niels Bohr eine neue Theorie, die auf Quantenideen basiert. Bohr schloss daraus, dass die Elektronen eines Atoms bestimmte Energieniveaus annehmen müssen, damit die Elektrosphäre eines Atoms stabil ist Steady States oder Quantumwobei jeder von ihnen einer bestimmten Energie entspricht. Er postulierte, dass das Atom im stationären Zustand keine Strahlung emittierte, so dass seine Elektrosphäre stabil blieb.

Gustav Hertz und James Franck bestätigten im folgenden Jahr die Existenz von Steady States. Der stationäre Zustand, dessen Elektronen die niedrigsten Energieniveaus aufweisen, wird als Grundzustand; Die anderen erlaubten Zustände werden aufgerufen aufgeregte Zustände. Dies bedeutet, dass nur der Grundzustand und die anderen angeregten Zustände zulässig sind - alle anderen Zustände sind verboten.

In Anbetracht des besonderen Falls von Wasserstoff, der nur aus einem Elektron besteht, können die Energieniveaus durch den folgenden Ausdruck erhalten werden:

Wo die Hauptquantenzahl wird durch den Buchstaben n (= 1, 2, 3…) und E symbolisiertnein ist die jeder Quantenzahl entsprechende Energie.

Wichtig ist, dass n = 1 dem Grundzustand der Energie entspricht. Darüber hinaus sind die Energiewerte negativ, was bedeutet, dass das Elektron Energie erhalten muss, um das Niveau zu erreichen. Entweder hört es zu diesem Zeitpunkt auf, mit dem Kern zu interagieren, oder es verliert seine Bindung zum Atom.

Bohr postulierte auch, dass jedes Atom, das sich von einem stationären Zustand in einen anderen bewegt, ein Energiequantum abgibt oder absorbiert, das genau der Differenz zwischen den Energien entspricht, die diesen Zuständen entsprechen. Dieses Ergebnis kann mit der klassischen elektromagnetischen Theorie nicht erklärt werden, da die Frequenz der emittierten Strahlung demnach mit der Frequenz der Elektronenbewegung zusammenhängt. Heute wissen wir, dass dies nicht richtig ist, da sich die Frequenz der emittierten Strahlung nur auf die Energiedifferenz zwischen Anfangs- und Endzustand bezieht.

Laut Bohr beschreiben Elektronen aufgrund der Anziehungskraft von kreisförmige Bahnen um einen positiven Kern Coulombsches Gesetz Das ist in diesem Fall die zentripetale Bewegungskraft. Die Radien dieser Trajektorien können nur bestimmte, genau festgelegte Werte annehmen. Für Wasserstoff sind die zulässigen Werte für die Strahlen beispielsweise durch den folgenden Ausdruck gegeben:

Wo:

n = Quantenzahl (n = 1, 2, 3 ...);

rnein = Radius der Umlaufbahn entsprechend der Quantenzahl n;

r1 = Radius, der dem Zustand der Grundenergie entspricht, gegeben durch:

Wo:

h = Planck-Konstante (h = 6,63 × 10-34J s);

K = elektrostatische Vakuumkonstante (K = 9x109 Nm² / C²);

Z = Ordnungszahl des chemischen Elements;

e = Elektronenladung (K = 1,6 × 10-19 C);

m = Elektronenmasse (e = 9,1 x 10-31 kg).


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