Niels Bohr (Kopenhagen, 7. listopada 1885. – Kopenhagen, 18. studenog 1962.), danski fizičar. Profesor na sveučilištima u Cambridgeu, Manchesteru, Kopenhagenu i voditelj Instituta za teorijsku fiziku (od 1920.). Ideju kvantizacije, koju su Max Planck i Albert Einstein uveli za elektromagnetsko zračenje (foton), Bohr je primijenio na Rutherfordov planetni model vodikova atoma i objašnjavajući izmjerene valne duljine u spektru atomskoga vodika izveo načelo korespondencije koje povezuje klasičnu fiziku i kvantnu fiziku. Bohr je također uveo model kapljice tekućine za atomsku jezgru, koji je bio važan za razumijevanje nuklearnih procesa. Bio je vrlo aktivan u zalaganjima za međunarodnu suradnju i očuvanje mira u svijetu. Za zasluge u istraživanju strukture atoma i objašnjenje zračenja iz atoma dobio je Nobelovu nagradu za fiziku (1922). Bio je dopisni član Hrvatske akademije znanosti i umjetnosti i počasni doktor Sveučilišta u Zagrebu. Znatno je pomagao razvoju hrvatske teorijske fizike.
Životopis Danski fizičar židovskog podrijetla koji se svojom kvantnom teorijom o građi atoma svrstao među utemeljitelje suvremene atomske fizike. Godine 1913. kao mladić se odlučio za drugu mogućnost u pokušaju rješavanja teškoće Rutherfordova modela. Bohr je zadržao osnovnu ideju planetnog sustava, ali je proširio ideju o kvantizaciji elektromagnetskog zračenja te je proširio Rutherfordov planetni model atoma. Pretpostavio je da su moguće samo neke kružne putanje elektrona oko atoma. Time je bitno izmijenio fizikalnu sliku atoma te je po njemu taj model nazvan Bohrov model.
Niels Bohr je radio na sveučilištu u Manchesteru zajedno s Rutherfordom u vrijeme njegova otkrića atomske jezgre. Godine 1936. neovisno o Breitu i Wigneru razvio je teoriju snažne interakcije nukleona u atomskoj jezgri i uveo pojam "složene jezgre" za međustanja u nuklearnim reakcijama. Za Drugog svjetskog rata, od 1944. do 1945. godine radio je na atomskom programu u Sjedinjenim državama (projekt Manhattan).
Za zasluge u istraživanju strukture atoma dobio je 1922. godine Nobelovu nagradu za fiziku, a i Zagrebačko Sveučilište mu je 1958. godine dodijelilo počasni doktorat. mini|desno|300px|U pojednostavljenom Bohrovom modelu atoma vodika, Balmerova serija nastaje skokom elektrona na drugu energetsku razinu (n=2). Prikazana je emisija svjetlosti. Prijelaz elektrona predstavlja H-alfa, prvu liniju Balmerove serije, valne duljine 656 nm.
300 px|mini|desno|Vidljivi dio spektralnih linija vodika prestavljene Balmerovom serijom. H-alfa je crvena linija na desno. Dvije krajnje lijeve linije su ultraljubičaste, jer imaju valnu duljinu kraću od 400 nm.
mini|300px|desno|Osnovna podjela fizike.
300px|desno|mini|Model tekuće kapljice atomske jezgre. Bohrov model atoma
Ideju kvantizacije, koju su Max Planck i Albert Einstein uveli za elektromagnetsko zračenje (foton), Bohr je primijenio na Rutherfordov planetni model vodikova atoma i objašnjavajući izmjerene valne duljine u spektru atomskoga vodika izveo načelo korespondencije koje povezuje klasičnu fiziku i kvantnu fiziku. U tu svrhu postavio je hipotezu da se elektron može gibati oko atomske jezgre samo po onim kružnim putanjama za koje je kutna količina gibanja cjelobrojni višekratnik veličine h/2π, gdje je h Planckova konstanta. Na taj način dobio je fizikalnu sliku atoma koja se naziva Bohrov model atoma. U tom modelu elektron se može gibati oko jezgre samo po kružnim putanjama određenih polumjera: r1 = a, r2 = 4 a, r3 = 9 a, i tako dalje, ili općenito po putanjama polumjera rn = n2a, gdje je a = 0,53 · 10−10 m (Bohrov radijus) i n je cijeli broj. Energija vodikova atoma u stanju s polumjerom rn = n2a iznosi En = –13,6 eV.
Vodikov atom emitira kvant elektromagnetskog zračenja (foton), kada elektron prelazi s neke više, n-te Bohrove putanje energije En, na neku nižu m-tu energije Em, i pritom emitira foton energije:
Iako se poslije pokazalo da Bohrov model može objasniti samo spektar vodikova atoma, imao je golemu važnost u razvoju fizike kao prvi pokušaj da se ideja o kvantizaciji primijeni na atome.
Balmerova serija
Balmerova serija u atomskoj fizici, predstavlja jednu od emisionih spektralnih linija vodika, koja nastaje skokom elektrona iz viših kvantnih energetskih razina u niže kvantne energetske razine. Balmerovu seriju se može izračunati s Balmerovom formulom, a to je empirijska formula koju je otkrio Johann Balmer 1885.C.R. Nave (2006). "HyperPhysics" Hydrogen Spectrum. Georgia State University, 2008. Vidljivi dio spektra vodika pokazuje četiri valne duljine: 410 nm, 434 nm, 486 nm i 656 nm, i pokazuje emisiju fotona, koja nastaje skokom elektrona s više energetske razine na energetsku razinu 2. Jedan dio Balmerove serije je u ultraljubičastom dijelu spektra, jer je valna duljina manja od 400 nm.
Iskustvene činjenice o spektrima
mini|desno|300px|Užarena čvrsta tijela emitiraju svjetlost s kontinuirano raspodijeljenim valnim duljinama (toplinsko zračenje).
mini|desno|300px|Vodikove spektralne linije, u logaritamskoj skali.
mini|desno|300px|Prijelaz elektrona i njihova rezultirajuća valna duljina za vodik (Bohrov model atoma).
mini|desno|300px|Emisijski spektar natrija koji prikazuje svojstvenu D liniju.
mini|desno|300px|Sunčev spektar s Fraunhoferovim linijama.
mini|desno|300px|U pojednostavljenom Bohrovom modelu atoma vodika, Balmerova serija nastaje skokom elektrona na drugu energetsku razinu (n = 2). Prikazana je emisija svjetlosti. Prijelaz elektrona predstavlja H-alfa, prvu liniju Balmerove serije, valne duljine 656 nm.
mini|desno|300px|Lymanova serija vodikovog atoma u ultraljubičastom području.
mini|desno|300px|Dvije Balmerove linije (α i β) se jasno vide u emisijskom spektru deuterijeve svjetiljke.
mini|desno|300px|Emisijski spektar željeza.
mini|desno|300px|Dijagram energetske razine elektrona u vodikovom atomu.
mini|desno|300px|Rutherfordov model atoma ili planetarni model atoma: elektroni (zeleno) i atomska jezgra (crveno).
mini|desno|300px|Elektromagnetsko zračenje: promjenljivo magnetsko polje proizvodi električno, a promjenljivo električno polje – magnetsko. Proces uzajamnoga proizvođenja električnog i magnetskog polja širi se po prostoru konačnom brzinom, koja je jednaka brzini svjetlosti.
mini|desno|300px|Vodikove spektralne linije.
300px|desno|mini|Fluorescencija nekih minerala (emisija vidljive svjetlosti) kad su izloženi ultraljubičastom zračenju.
Užarena čvrsta tijela emitiraju svjetlost s kontinuirano raspodijeljenim valnim duljinama (toplinsko zračenje). Od temperature užarenog tijela zavisi koji je dio spektra najjači (najintenzivniji), ali od mjesta maksimuma postepeno se gasi svjetlost prema manjim i većim valnim duljinama. Nasuprot tome kontinuiranom spektru čvrstih tijela opaža se kod plinova i para nešto drugo. U njihovu se spektru pojavljuju diskretne linije, koje su svojstvene za pojedine kemijske elemente. Čitav spektar se sastoji od niza oštro određenih linija.
Lako je uvidjeti da linijski spektar potječe od atoma. Takvi se spektri dobivaju pri pokusima s katodnim i kanalnim zrakama. Električno izbijanje u katodnoj cijevi niskog tlaka izaziva uvijek velik broj atoma na emisiju svjetlosti. Linijske spektre emitiraju također i plemeniti plinovi, koji se sastoje od čistih atoma, a ne molekula.
Linijske spektre možemo studirati na emisijskom ili apsorpcijskom spektru. Pusti li se bijela svjetlost kroz neke pare ili plin, opaža se u dobivenom spektru da su neke valne duljine ugušene. Tamne linije stoje točno na onim mjestima spektra gdje bi ležale emisijske linije. Plin dakle apsorbira svjetlost onih valnih duljina koje bi inače emitirao. Apsorpcijski spektar slaže se potpuno s emisijskim. Ova određenost u spektrima kemijskih elemenata jedan je od temeljnih zakona nuklearne fizike.
Iako svakom kemijskom elementu pripadaju posebne, svojstvene spektralne linije, ipak se u njihovim spektrima opažaju neka zajednička svojstva, koja omogućuju da se unese red u golem spektroskopski materijal. Spektralne linije svakog kemijskog elementa daju se srediti u nekoliko serija. Svaka pojedina serija predstavlja niz linija koje su poredane po određenom pravilu. Često se već na prvi pogled vidi da linije jedne serije pripadaju zajedno. Promatramo li linije od većih valnih duljina prema manjim, udara nam odmah u oči da se razmak između njih smanjuje. Linije se gomilaju prema određenoj valnoj duljine, koja je granica te serije.
Prvi je J. J. Balmer 1885. otkrio da se vodikov spektar može prikazati jednostavnom matematičkom jednadžbom. Njemu su tada bile poznate 4 vidljive vodikove linije s valnim duljinama: Hα = 656, 199 nm Hβ = 486, 152 nm Hγ = 434, 067 nm Hδ = 410, 194 nm
Običaj je da se vodikove linije označe početnim slovima grčkog alfabeta, koja dolaze kao indeksi kemijskom simbolu H. Recipročne vrijednosti valnih duljina tih četiriju linija daje se jednadžbom (Rydbergova formula):
gdje je: m = 3, 4, 5, 6; a R je takozvana Rydbergova konstanta. Uvrstimo li u Balmerovoj jednadžbi za m cijele brojeve veće od 7 dobivamo valne duljine koje leže u ultraljubičastom području spektra. Pokusima se doista našlo još oko 30 linija koje se potpuno slažu s Balmerovom jednadžbom. Linije se gomilaju prema valnoj duljini koja je dana izrazom:
To je granica serije. Balmerova serija je idealni tip spektralnih linija uopće. Kako se vidi na slici, razmak između susjednih linija pravilno se smanjuje, i linije se gomilaju prema određenoj granici.
Iz razloga koji će se kasnije iznijeti uvedeno je da se spektralne jednadžbe postavljaju za frekvencije, a ne za valne duljine. Pokusima se, doduše, mjere valne duljine (iz interferentnih, ogibnih ili disperzionih pojava), ali zakoni spektralne analize postaju pregledniji kad se uzimaju u obzir frekvencije. Pri tom treba misliti na sljedeće: frekvencija ν se može izračunati iz valne duljine λ prema poznatom odnosu:
No brzina svjetlosti c nije tako točno izmjerena kako su točna mjerenja valne duljine. Točnost spektralne analize je nenadmašiva. Iz tog razloga i dalje se u spektralnoj analizi svi iskustveni podaci izražavaju u valnim duljinama.
Uvodeći frekvenciju, možemo Balmerovu jednadžbu pisati u obliku:
gdje je m = 3, 4, 5…. Frekvencije spektralnih linija vodika mogu se dakle prikazati kao razlike (diferencije) između dva člana, od kojih je prvi konstantan, a drugi opada kao 1/9, 1/16, 1/25, 1/36 …. Tu se odmah nameće pitanje: Mora li se uvijek uzeti kao konstantan broj 1/4? Moguće je pomisliti, da prvi konstantni član bude bilo koji razlomak 1/n2. Godine 1908. našao je F. Paschen u infracrvenom području spektralne linije vodika kojima su se valne duljine točno slagale s izrazima:
Tu dakle imamo dva člana jedne serije, kojoj je konstantni član R/32. Taj član ujedno određuje i granicu serije. I od te takozvane Paschenove serije nađen je vrlo velik broj linija. Godine 1916. pronašao je Lyman na drugoj strani od Balmerove serije, duboko u ultraljubičastom području, nove spektralne linije, koje smo mogli prikazati istom Balmerovovom jednadžbom, samo što je za konstantni član trebalo uzeti u nazivniku cijeli broj 1. Vodikov spektar sastoji se, od ovih serija:
Lymanova serija:
gdje je: m = 2, 3, 4 ….
Balmerova serija:
gdje je: m = 3, 4, 5 ….
Paschenova serija:
gdje je: m = 4, 5, 6 ….
Brackettova serija:
gdje je: m = 5, 6, 7 ….
Pfundova serija:
gdje je: m = 6, 7, 8 ….
Od tog golemog mnoštva linija padaju u vidljivo područje spektra svega prve 4 linije Balmerove serije. Odatle se vidi kako je važno ispitivati čitav spektar da se nađu osnovni zakoni serije.
Frekvencije spektralnih linija vodika možemo općenito izraziti jednadžbom:
gdje su: n i m – cijeli brojevi.