miniatura|Model atòmic de Bohr En física atòmica, el model atòmic de Bohr o model de Rutherford-Bohr és un model obsolet de l'àtom que incorporava alguns conceptes quàntics primerencs. Desenvolupat entre 1911 i 1918 per Niels Bohr i basant-se en el descobriment del nucli atòmic per part d'Ernest Rutherford, va substituir el model atòmic de Thomson, i va ser substituït pel model atòmic quàntic a la dècada de 1920. Consisteix en un nucli atòmic petit i dens envoltat d'electrons en òrbita. És anàleg a l'estructura del Sistema Solar, però amb l'atracció proporcionada per la força electroestàtica en lloc de la gravetat, i amb les energies dels electrons quantitzades (assumint només valors discrets).
En la història de la física atòmica, va seguir i finalment va substituir diversos models anteriors, incloent-hi el model del sistema solar de Joseph Larmor (1897), el model de Jean Perrin (1901), el model cúbic (1902), el model saturnià de Hantaro Nagaoka (1904), el model de Thomson (1904), el model quàntic d'Arthur Haas (1910), el model de Rutherford (1911) i el model quàntic nuclear de John William Nicholson (1912). La millora respecte al model de Rutherford de 1911 es referia principalment a la nova interpretació de la mecànica quàntica introduïda per Haas i Nicholson, però abandonant qualsevol intent d'explicar la radiació segons la física clàssica.
L'èxit clau del model rau en l'explicació de la fórmula de Rydberg per a les línies de l'espectre d'emissió de l'hidrogen. Tot i que la fórmula de Rydberg ja es coneixia experimentalment, no va obtenir una base teòrica fins que es va introduir el model de Bohr. El model de Bohr no només explicava el motiu de l'estructura de la fórmula de Rydberg, sinó que també proporcionava una justificació per a les constants físiques fonamentals que conformen els resultats empírics de la fórmula.
El model de Bohr és un model relativament primitiu de l'àtom d'hidrogen, en comparació amb el model de capa de valència. Com a teoria, es pot derivar com una aproximació de primer ordre de l'àtom d'hidrogen utilitzant la mecànica quàntica més àmplia i molt més precisa i, per tant, es pot considerar una teoria científica obsoleta. Tanmateix, a causa de la seva simplicitat i els seus resultats correctes per a sistemes seleccionats (vegeu més avall per a l'aplicació), el model de Bohr encara s'ensenya habitualment per introduir els estudiants a la mecànica quàntica o als diagrames de nivell d'energia abans de passar a l'àtom de capa de valència, més precís però més complex. Arthur Erich Haas va proposar un model quàntic relacionat el 1910, però va ser rebutjat fins al Congrés Solvay de 1911, on es va discutir a fons. La teoria quàntica del període comprès entre el descobriment del quàntum per part de Planck (1900) i l'arribada d'una mecànica quàntica madura (1925) sovint es coneix com la antiga teoria quàntica.
El model de Rutherford miniatura|Model de Rutherford. Els electrons, en vermell, en realitat són puntuals, sense volum; i el nucli atòmic, en gris, és molt més petit. El físic britànic Ernest Rutherford, mitjançant estudis de dispersió de partícules α per làmines molt fines de metalls (experiment de Rutherford), arribà a la conclusió que tota la càrrega positiva de l'àtom i pràcticament tota la seva massa estaven concentrades en un volum molt petit al centre de l'àtom. És el que anomenà nucli atòmic. El model vigent aleshores era el model de Thomson, que no incloïa l'existència d'aquest nucli atòmic. Per aquesta raó el 1911, Rutherford proposà un nou model on els electrons giraven enrevoltant el nucli en òrbites circulars, atrets per la força de Coulomb, o força electroestàtica. L'àtom se semblava a un sistema solar en miniatura on el lloc del Sol l'ocupava el nucli atòmic, els dels planetes els electrons i la força gravitatòria era substituïda per la força electroestàtica.
Aquest model patia d'uns quants problemes. Un d'ells era que no permetia explicar els espectres atòmics. Cada àtom absorbeix, o emet, unes determinades freqüències de radiació electromagnètica, essent diferents per a cada element químic, i s'havia aconseguit relacionar totes les d'un mateix element químic amb una fórmula. La fórmula de Balmer per a l'espectre de l'hidrogen en la zona visible i la fórmula de Rydberg, generalització de l'anterior per a tota mena de radiació electromagnètica. Tampoc podia justificar valors d'energia d'ionització, l'energia que es precisa per extreure un electró d'un àtom. Per altra banda els electrons movent-se en òrbites de forma aleatòria assolirien posicions on la repulsió entre ells superaria l'atracció del nucli, convertint l'àtom en inestable mecànicament. Un altre problema que presentava el model de Rutherford era que, segons la teoria electromagnètica de Maxwell, una càrrega accelerada ha d'emetre radiació electromagnètica. Els electrons en òrbita tenen almanco una acceleració, l'acceleració centrípeta, que possibilita una trajectòria circular. Per tant, un electró seguint una òrbita hauria de perdre energia i caure cap al nucli atòmic, cosa que no passa.
Idees sobre quantització El 1910 el físic austríac Arthur Erich Haas (1884–1941) publicà un article on observà que si es dividia la constant de Planck per l'energia d'un electró a la superfície de l'àtom, el resultat era del mateix ordre de magnitud que les freqüències de l'espectre atòmic de l'hidrogen. Suposant que l'energia d'un quàntum emès o absorbit era igual a l'energia d'un electró en una òrbita de radi , establí que (on és la freqüència de la radiació emesa, la càrrega de l'electró i del nucli atòmic). Per altra banda, igualant la força centrípeta amb l'atracció electroestàtica determinà que la freqüència orbital dels electrons, de massa , era ( és la constant elèctrica del buit, 8,9875517923(14)×10⁹ kg⋅m3⋅s−2⋅C−2):Calculada com k = 1/(4πε0) –
Després assumí que ambdues freqüències eren iguals, , i aconseguí una expressió per a la constant de Planck en termes d'altres quantitats mesurables:
.
El matemàtic anglès John William Nicholson (1881–1955) el 1912 descobrí una proporció d'energia i freqüència que, segons ell, també es podria expressar en termes del moment angular total dels electrons en la seva òrbita sobre el nucli.
Postulats de Bohr miniatura|Niels Bohr el 1922 El model atòmic que Bohr exposà es publicà en dos articles el 1913. Aquest model se sol resumir en tres postulats que es refereixen exclusivament a l'electró.Modelo atómico de Bohr , www.eis.uva.es [consulta:02-04-2014]
Primer postulat Bohr assumí el model atòmic de Rutherford en quant la massa de l'àtom i la seva càrrega positiva estan en el nucli atòmic que és molt més petit que l'àtom. L'electró té una massa negligible i, a conseqüència de la força electroestàtica produïda per la càrrega positiva del nucli, gira al seu voltant en òrbites el·líptiques o circulars, amb una velocitat molt menor que la velocitat de la llum. La càrrega positiva del nucli és igual a la suma de càrregues negatives dels electrons, de manera que l'àtom és neutre.
Segon postulat Els electrons no emeten energia, en contra de la teoria electromagnètica de Maxwell, si giren al voltant del nucli en aquelles òrbites per les quals el moment angular de l'electró, , és un múltiple sencer () de la constant de Planck dividida per , que Bohr representà com .
Radi de la 1a òrbita D'aquesta expressió es pot calcular el radi de qualsevol òrbita. Per a l'òrbita fonamental de l'àtom d'hidrogen és . El radi s'obté d'igualar la força centrípeta a la força electroestàtica (força de Coulomb):
A aquesta expressió hom pot substituir la velocitat pel valor que apareix a la relació amb la constant de Planck d'aquest segon postulat, i s'obté el radi de la 1a òrbita:
Substituint pels valors coneguts actualment s'obté , valor conegut com a radi de Bohr i simbolitzat com a .
Velocitat de la 1a òrbita La velocitat de l'electró en la primera òrbita s'obté de l'expressió del segon postulat i substituint el radi per l'expressió obtinguda:
El valor és , un valor molt allunyat de la velocitat de la llum que requeriria incloure efectes relativistes.
La relació entre aquesta velocitat i la velocitat de la llum s'anomena constant d'estructura fina. Normalment denotada per , és la constant física fonamental que caracteritza la intensitat de la interacció electromagnètica. Fou introduïda originàriament per Arnold Sommerfeld el 1916, com una mesura de les desviacions relativistes en les línies espectrals atòmiques respecte a les prediccions del model de Bohr. La seva expressió és:
El seu valor actual és: .
Energia de la 1a òrbita L'energia de l'electró s'obté sumant l'energia cinètica i l'energia potencial electroestàtica, i substituint la velocitat per l'expressió trobada en igualar la força centrípeta a la força electroestàtica:
Si se substitueix el valor del radi de la 1a òrbita, s'obté:
El valor de l'energia de l'electró en la primera òrbita és:
Tercer postulat miniatura|Animació del procés d'absorció i emissió d'energia a l'àtom de Bohr El pas d'un electró d'una òrbita a una altra provoca una emissió o absorció d'energia d'acord amb la diferència d'energia entre els dos nivells energètics. Si un electró passa d'una òrbita de menys energia a una de més energia, aquest absorbeix energia; en canvi, si és a l'inrevés, emet energia.
L'energia d'una òrbita és:
L'energia emesa quan l'electró passa d'una òrbita inicial, , més allunyada del nucli, a una final, val:
D'aquí s'obté que la freqüència de la radiació emesa és:
miniatura|440x440px|Espectre de l'hidrogen
Espectre atòmic de l'hidrogen Si se substitueix i s'obté la fórmula de Balmer i totes les freqüències de l'espectre atòmic corresponents a la sèrie de Balmer. Si se substitueix i s'obtenen les freqüències de les línies de la sèrie de Paschen. Eren les dues sèries que es coneixien el 1913. Bohr predigué correctament l'existència d'una sèrie a l'ultraviolat , descoberta per Theodore Lyman entre 1906 i 1914 i de més sèries a l'infraroig , descobertes per Frederick Sumner Brackett el 1922, August Herman Pfund el 1924 i Curtis J. Humphreys el 1953.
Aquesta equació l'havia obtinguda a partir de dades experimentals el físic suec Johannes Robert Rydberg (1854–1919) i la fracció de constants es coneix com a constant de Rydberg :
El seu valor és .
Limitacions miniatura|Efecte Zeeman a la part inferior El model de Bohr aconseguí un gran èxit entre 1913 i 1924. Amb el temps, van sorgir problemes per als quals el model era clarament inadequat. Els tres potser més significatius foren els següents:
El model de Bohr explicava molt bé els espectres d'àtoms amb un sol electró a la capa exterior (, i ). No obstant això, van aparèixer serioses diferències entre el model i els resultats experimentals en els espectres d'àtoms amb dos o més electrons. Els experiments també van mostrar que quan una mostra d'un element es col·loca en un camp elèctric o magnètic el seu espectre d'emissió mostra línies addicionals (efecte Stark i efecte Zeeman). Per exemple, en un camp magnètic cada línia es divideix en diverses línies. El model de Bohr no podia explicar, quantitativament, algunes de les divisions observades. A més, el model no donava explicació a la brillantor relativa (intensitat) de les línies espectrals. Aquestes intensitats relatives depenen de les probabilitats amb què els àtoms en una mostra experimenten transicions entre estats estacionaris; les altes probabilitats es tradueixen en línies més intenses. Hauríeu de ser capaços de calcular la probabilitat d'una transició d'un estat estacionari a un altre, però el model de Bohr no permetia calcular-la.