Modèle atomique de Bohr: caractéristiques, postulats, limitations

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 en orbite à une distance fixe autour du noyau de l'atome, décrivant un mouvement circulaire uniforme. Les orbites - ou 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 l'autre vers le noyau, il y a une perte d'énergie et de la lumière est 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 manière, plus l'électron est éloigné du noyau, plus le nombre de niveaux d'énergie sera élevé et, par conséquent, l'état d'énergie sera plus élevé.

Caractéristiques principales

Les caractéristiques du modèle de Bohr sont importantes car elles ont déterminé la voie à suivre pour développer un modèle atomique plus complet. Les principaux sont:

Il est basé sur d'autres modèles et théories du temps

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

Preuve expérimentale

Selon ce modèle, les atomes absorbent ou émettent un rayonnement 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 en niveaux d'énergie

Les électrons entourent le noyau et existent à certains niveaux d'énergie, qui sont discrets et sont 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 sans énergie, il n'est pas possible de soulever un objet tombé ou de séparer deux aimants.

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

Nombre d'électrons dans chaque couche

Les électrons qui entrent dans chaque couche sont calculés avec 2n2

Les éléments chimiques qui font partie du tableau périodique et qui sont dans la même colonne ont les mêmes électrons dans la dernière couche. Le nombre d'électroniques dans les quatre premières couches serait de 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 énergie rayonnante.

Orbites autorisées

Selon le second postulat de Bohr, les seules orbites autorisées pour un électron sont celles pour lesquelles le moment cinétique L de l'électron est un multiple entier de la constante de Planck. Mathématiquement, cela s'exprime comme ceci:

Energie émise ou absorbée par 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 remet en cause l'un des postulats de la physique classique. Selon cela, une particule avec une charge électrique (comme l'électron) qui se déplace sur une trajectoire circulaire devrait perdre de l'énergie de façon continue par émission de rayonnement électromagnétique. En cas de perte d'énergie, l'électron devrait suivre une spirale jusqu'à tomber dans le noyau.

Bohr a ensuite supposé que les lois de la physique classique n'étaient pas les plus appropriées 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 angulaire orbital est constant.

Pour les électrons d'un atome, seules des 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 se trouve dans un état d'énergie spécifique et constante 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 à partir de l'équation ci-dessus sont négatives pour chacune des valeurs de n. Au fur et à mesure que n augmente, l'énergie est moins négative et augmente donc.

Lorsque n est assez grand - par exemple, n = ∞ - l'énergie est nulle et représente le fait que l'électron a été libéré et l'atome ionisé. Cet état d'énergie zéro abrite une énergie plus grande que les états avec des 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 représente l’énergie (absorbée ou émise), h la constante de Planck (sa valeur est de 6, 63 x 10-34 joule-secondes [Js]) et ν 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 des longueurs d'onde de la lumière visible, le spectre d'émission de l'atome d'hydrogène est le suivant:

Voyons comment calculer la fréquence de certaines des bandes lumineuses 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, E ₂ = -5, 45 x 10-19 J

Pour n = 3, E ₃ = -2, 42 x 10-19 J

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

ΔE = E ₃ - E ₂ = (-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 Js

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

Puisque 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 raies de l'hydrogène.

Les 3 principales limitations du modèle de Bohr

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

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

3- Bohr n'arrive pas à expliquer pourquoi l'électromagnétisme classique ne s'applique pas à son modèle. C'est pourquoi les électrons n'émettent pas de rayonnement électromagnétique lorsqu'ils se trouvent sur une orbite stationnaire.