MODÈLE ATOMIQUE DE BOHR: CARACTÉRISTIQUES ET POSTULATS - PHYSIQUE - 2025

Le modèle atomique de Bohr est une représentation de l'atome proposée par le physicien danois Neils Bohr (1885-1962). Le modèle établit que l'électron se déplace en orbite à une distance fixe autour du noyau atomique, décrivant un mouvement circulaire uniforme. Les orbites - ou niveaux d'énergie, comme il les appelait - sont d'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 une lumière est émise, avec une longueur d'onde et une énergie caractéristiques.

Source: wikimedia.org. Auteur: Sharon Bewick, Adrignola. Illustration du modèle atomique de Bohr. Proton, orbite et électron.

Bohr a numéroté les niveaux d'énergie de l'électron, considérant que plus l'électron est proche du noyau, plus son état énergétique est bas. Ainsi, plus l'électron est éloigné du noyau, le nombre du niveau d'énergie sera plus grand et, par conséquent, l'état d'énergie sera plus grand.

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 soutenu par d'autres modèles et théories de l'époque

Le modèle de Bohr a été le premier à incorporer la théorie quantique, basée sur le modèle atomique de Rutherford et sur des 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 un rayonnement uniquement lorsque les électrons sautent entre les orbites autorisées. Les physiciens allemands James Franck et Gustav Hertz ont obtenu des preuves expérimentales pour 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 sont décrits en nombres quantiques.

La valeur de l'énergie 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

Source: wikimedia.org. Auteur: Kurzon

L'illustration supérieure montre un électron faisant 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 l'énergie requise par un électron pour passer d'un niveau à un autre. Il a également établi que le niveau d'énergie le plus bas qu'un électron occupe est appelé «l'état fondamental». L '"état excité" est un état plus instable, résultat du passage d'un électron vers une orbitale d'énergie supérieure.

Nombre d'électrons dans chaque coquille

Les électrons qui rentrent dans chaque coquille sont calculés avec 2n ²

Les éléments chimiques qui font partie du tableau périodique et qui sont dans la même colonne ont les mêmes électrons dans la dernière coquille. Le nombre d'électrons dans les quatre premières couches serait de 2, 8, 18 et 32.

Les électrons tournent sur des orbites circulaires sans rayonnement d'énergie

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

Orbites autorisées

Selon le deuxième 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, il est exprimé comme ceci:

Énergie émise ou absorbée par sauts

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

Le modèle atomique de Bohr postule

Bohr a continué le modèle planétaire de l'atome, selon lequel les électrons tournaient autour d'un noyau chargé positivement, tout comme les planètes autour du Soleil.

Cependant, ce modèle remet en question l'un des postulats de la physique classique. Selon cela, une particule avec une charge électrique (comme l'électron) qui se déplace dans un chemin circulaire, devrait perdre continuellement de l'énergie par émission de rayonnement électromagnétique. Lors de la perte d'énergie, l'électron devrait suivre une spirale jusqu'à ce qu'il tombe dans le noyau.

Bohr a alors supposé que les lois de la physique classique n'étaient pas les plus appropriées pour décrire la stabilité observée des atomes et a avancé les trois postulats suivants:

Premier postulat

L'électron fait le tour du noyau sur des orbites qui dessinent des cercles, sans rayonner d'énergie. 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 sur une orbite autorisée, il est 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 = nombre quantique peut prendre des valeurs de 1 à ∞.

Les énergies électroniques d'un atome d'hydrogène générées à partir de l'équation précédente sont négatives pour chacune des valeurs de n. Lorsque n augmente, l'énergie est moins négative et, par conséquent, augmente.

Lorsque n est suffisamment grand - par exemple, n = ∞ - l'énergie est nulle et représente que l'électron a été libéré et l'atome ionisé. Cet état d'énergie zéro héberge une énergie plus élevée que les états d'énergie négative.

Troisième postulat

Un électron peut passer d'une orbite d'énergie stationnaire à une autre par émission ou absorption d'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 de 6,63 x 10 ^-34 joule-secondes) et ν est la fréquence de la lumière, dont l'unité est 1 / s.

Diagramme de niveau 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 la fréquence de certaines des bandes lumineuses observées peut être calculée; par exemple, la couleur rouge.

En utilisant la première équation et en remplaçant 2 et 3 par n, les résultats indiqués dans le diagramme sont obtenus.

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. Ainsi, 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 10 ¹⁴ s ^-1 ou 4,56 x 10 ¹⁴ Hz

Étant 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 à ⁷ m (656,5 nm)

Il s'agit de la valeur de longueur d'onde de la bande rouge observée dans le spectre de la raie de l'hydrogène.

Les 3 principales limites 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 ne peut pas 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 sont sur une orbite stationnaire.

Articles d'intérêt

Modèle atomique de Schrödinger.

Modèle atomique De Broglie.

Le modèle atomique de Chadwick.

Modèle atomique de Heisenberg.

Modèle atomique de Perrin.

Le modèle atomique de Thomson.

Le modèle atomique de Dalton.

Modèle atomique de Dirac Jordan.

Modèle atomique de Démocrite.

Modèle atomique de Sommerfeld.

Références

1. Brown, TL (2008). Chimie: la science centrale. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall
2. Eisberg, R. et Resnick, R. (2009). Physique quantique des atomes, molécules, solides, noyaux et 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. Maquette 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