Originea modelului lui Bohr

La începutul secolului XX, experimentele lui Ernest Rutherford au stabilit că atomii constau dintr-un nor difuz de electroni încărcați negativ care înconjoară un nucleu mic, dens, încărcat pozitiv. Având în vedere aceste date experimentale, Rutherford a considerat în mod firesc un atom ca model planetar, modelul Rutherford din 1911 - electroni care orbitează un nucleu solar - cu toate acestea, atomul ca model planetar a avut o dificultate tehnică. Legile mecanicii clasice prezic că electronul va elibera radiațiile electromagnetice în timp orbitează nucleul. Deoarece electronul ar pierde energie, ar fi atras în spirală rapid spre interior, prăbușindu-se în nucleu într-un interval de timp de 16 picosecunde. Acest model de atom este dezastruos, deoarece prezice că toți atomii sunt instabili.

De asemenea, pe măsură ce electronii cad în spirală în interior, emisia ar crește rapid în frecvență, pe măsură ce orbita ar deveni mai mică și mai rapidă. Aceasta ar produce o difuzie continuă, în frecvență, a radiației electromagnetice. Cu toate acestea, experimentele din secolul al XIX-lea cu descărcări electrice au arătat că atomii vor emite lumină (adică radiații electromagnetice) numai la anumite frecvențe discrete.

Pentru a depăși această dificultate, Niels Bohr a propus, în 1913, ceea ce se numește acum modelul lui Bohr al atomului. El a sugerat că electronii puteau avea doar anumite mișcări clasice:

1.Electronii din atomi orbitează nucleul.

2.Electronii pot orbita numai în mod stabil, fără a radia, pe anumite orbite (numite de Bohr "orbite staționare") la un anumit set discret de distanțe față de nucleu. Aceste orbite sunt asociate cu energii definite și sunt denumite, de asemenea, învelișuri de energie sau niveluri de energie. În aceste orbite, accelerația electronului nu are ca rezultat radiații și pierderi de energie, așa cum este cerut de electromagneții clasici. Modelul lui Bohr al unui atom se bazează pe teoria cuantică a radiației Planck.

3.Electronii pot câștiga și pierde energie doar sărind de la o orbită permisă la alta, absorbind sau emițând radiații electromagnetice cu o frecvență ν determinată de diferența energetică a nivelelor în relația Planck:

ΔE = E2 – E1 = hv

unde h este constanta lui Planck. Frecvența radiației emise pe orbita perioadei T este la fel ca în mecanica clasică; este reciproca perioadei clasice a orbitei: v = 1/Tν=1/T.

4.Momentul unghiular, L, a electronului care orbitează, este cuantificat astfel încât

mevr = nhmeνr=nħ

unde n = 1, 2, 3, ... se numește numărul cuantic principal și n=h/2π. Valoarea cea mai mică a lui n este 1; aceasta oferă cea mai mică rază orbitală posibilă, de 0,0529 nm, cunoscută sub numele de raza Bohr. Odată ce un electron se află în cea mai mică orbită, nu se poate apropia de proton. Pornind de la regula cuantică a momentului unghiular, Bohr a reușit să calculeze energiile orbitelor permise ale atomului de hidrogen și ale altor atomi și ioni asemănători hidrogenului.

Condiția lui Bohr, conform căreia momentul unghiular este un multiplu întreg al lui h, a fost reinterpretat în 1924 de către de Broglie ca o condiție de undă staționară: electronul este descris de o undă și un număr întreg de lungimi de undă trebuie să se potrivească de-a lungul circumferinței orbitei electronului: nλ = 2πrnλ=2πr.