Modele de bohr

Niels Bohr, un scientifique danois, a expliqué ce spectre de lignes tout en développant un modèle pour l`atome: le modèle de Bohr a été une amélioration sur le modèle cubique antérieur (1902), le modèle de Plum-Pudding (1904), le modèle de Saturnian (1904), et le modèle de Rutherford (1911). Puisque le modèle de Bohr est une modification basée sur la physique quantique du modèle Rutherford, de nombreuses sources combinent les deux: le modèle Rutherford – Bohr. Le modèle de Bohr a également des difficultés avec, ou d`autre ne parvient pas à expliquer: la formule de Rydberg, qui était connue empiriquement avant la formule de Bohr, est vue dans la théorie de Bohr comme décrivant les énergies des transitions ou des sauts quantiques entre les niveaux d`énergie orbitale. La formule de Bohr donne la valeur numérique de la constante de Rydberg déjà connue et mesurée, mais en termes de constantes plus fondamentales de la nature, y compris la charge de l`électron et la constante de Planck. En physique atomique, le modèle de Bohr représente un atome comme un petit noyau positivement chargé entouré d`électrons. Ces électrons voyagent dans des orbites circulaires autour du noyau — semblable dans la structure au système solaire, à l`exception des forces électrostatiques plutôt que de la gravité fournissent l`attraction. Les atomes plus lourds contiennent plus de protons dans le noyau que l`atome d`hydrogène. Plus d`électrons étaient nécessaires pour annuler la charge positive de tous ces protons. Bohr croyait que chaque orbite électronique ne pouvait contenir qu`un nombre défini d`électrons. Une fois que le niveau était plein, des électrons supplémentaires seraient cogné jusqu`au niveau suivant. Ainsi, le modèle de Bohr pour les atomes plus lourds décrivait les obus d`électrons. Le modèle expliquait certaines des propriétés atomiques des atomes plus lourds, qui n`avaient jamais été reproduits auparavant. Par exemple, le modèle de coque expliquait pourquoi les atomes se déplacent plus petits sur une période (rangée) du tableau périodique, même s`ils avaient plus de protons et d`électrons.

Il a également expliqué pourquoi les gaz nobles étaient inertes et pourquoi les atomes sur le côté gauche de la table périodique attirent des électrons, tandis que ceux sur le côté droit les perdent. Cependant, le modèle supposé électrons dans les coquilles n`a pas interagir entre eux et ne pouvait pas expliquer pourquoi les électrons semblaient empiler de manière irrégulière. En 1913, Henry Moseley a trouvé une relation empirique entre la plus forte ligne de rayons X émise par les atomes sous bombardement électronique (alors connue sous le nom de ligne K-alpha), et leur numéro atomique Z. Moseley, la formule empirique, a été trouvé dérivable de Rydberg et La formule de Bohr (Moseley mentionne en fait seulement Ernest Rutherford et Antonius van den Broek en termes de modèles). Les deux hypothèses additionnelles qui [1] cette ligne de rayons X provenaient d`une transition entre les niveaux d`énergie avec les nombres quantiques 1 et 2, et [2], que le nombre atomique Z lorsqu`il est utilisé dans la formule pour les atomes plus lourds que l`hydrogène, devrait être diminué de 1, à (Z − 1) 2. Bohr s`inquiétait de savoir si l`espacement d`énergie 1/T devrait être mieux calculé avec la période de l`état d`énergie E n {displaystyle E_ {n}}, ou E n + 1 {displaystyle E_ {n + 1}}, ou une certaine moyenne — avec le recul, ce modèle n`est que l`approximation semiclassique principale. Bien qu`il ait contesté la connaissance de la physique classique, le succès du modèle réside dans l`explication de la formule Rydberg pour les lignes d`émission spectrale de l`hydrogène atomique. Bien que la formule de Rydberg ait été connue expérimentalement, elle n`a pas gagné une base théorique jusqu`à ce que le modèle de Bohr ait été introduit. Non seulement le modèle de Bohr expliquait-il la raison de la structure de la formule Rydberg, mais il a également justifié ses résultats empiriques en termes de constantes physiques fondamentales.