¿Por qué los electrones no caen en el núcleo?
Primero, el modelo atómico de Rutherford era inestable y los electrones que orbitaban alrededor del núcleo liberaban radiación electromagnética, lo que provocaba. los electrones caigan instantáneamente en el núcleo.
En segundo lugar, Rutherford no dijo cómo están dispuestos los electrones fuera del núcleo. Por supuesto, en ese momento, la gente no conocía la esencia de las propiedades químicas de los elementos, y mucho menos por qué las propiedades químicas de los elementos en la tabla periódica mostraban leyes periódicas.
Hablemos primero de la primera pregunta. El electrón cae en el núcleo, resultado predicho por la mecánica clásica y el electromagnetismo clásico. Mientras se crea que la física clásica es correcta a escala atómica, los átomos de Rutherford deben haber colapsado.
Entonces, ¿cómo consideró Bohr esta cuestión? Tuvo que elegir entre la física clásica y el modelo atómico de Rutherford. Claramente creía que el modelo de su maestro era correcto.
Entonces Bohr tuvo que responder por qué los átomos no colapsaban. Bohr creía que esto sólo demostraba que algunas conclusiones de la física clásica no se aplicaban a escala microscópica.
Si los átomos no colapsan, sólo podemos suponer que los electrones pueden moverse en ciertas órbitas, y los electrones que corren en estas órbitas no liberan radiación.
Estos orbitales se denominan orbitales de estado estacionario del electrón. En otras palabras, la órbita de los electrones fuera del núcleo no es como en la física clásica, que puede orbitar el núcleo a cualquier distancia. En cambio, los electrones tienen órbitas específicas que no son continuas.
Para poner un ejemplo sencillo y fácil de entender, nuestro sistema solar sólo está formado por el sol y la tierra. La órbita de la Tierra alrededor del sol puede ser de cualquier tamaño. La distancia de la Tierra al Sol puede ser de 80 millones de kilómetros, 654,38+0 millones de kilómetros, 654,38+033 millones de kilómetros, cualquier número que se te ocurra.
Pero Bohr ahora decía que la Tierra sólo puede orbitar a 100 millones de kilómetros, 200 millones de kilómetros y 300 millones de kilómetros del Sol. Excepto por estas órbitas permitidas, la Tierra no puede existir en ninguna órbita.
Lo mismo ocurre con los electrones, que sólo pueden moverse en órbitas específicas. Los átomos son estables y no colapsarán.
Esta es la primera pista descubierta por Bohr, suponiendo la existencia de órbitas estables, o que las órbitas de los electrones son discontinuas. Pero Bohr sabía muy bien que aquí hay un argumento circular, que explica por qué los electrones tienen órbitas estables porque no irradian energía en estas órbitas, y por qué no irradian energía en estas órbitas porque estas órbitas son órbitas estables.
Verás, este argumento circular es obviamente poco convincente, por lo que Bohr necesitaba encontrar una segunda pista para explicar por qué las órbitas de los electrones son discontinuas. ¿Cuál es la energía de los electrones en estas órbitas? ¿Cuál es el radio de cada órbita estable?
Para plantearse este problema, Bohr no quiso trabajar. A finales de 1912 se tomó unos meses de descanso y encontró un país apartado para pensar en este tema.
En Nochebuena, se topó con un punto clave en el artículo de John Nicholson, que era la segunda pista que Bohr necesitaba encontrar.
Nicholson no era un extraño para Bohr. Conoció a este hombre cuando estudiaba en Cambridge y no dejó mucha impresión en Bohr en ese momento. Nicholson demostró tal cosa en su propio artículo.
En la física clásica, cualquier objeto con masa tiene impulso cuando se mueve. ¿Cómo calcular el impulso? Masa multiplicada por la velocidad, los objetos en movimiento circular también tienen momento, pero se llama momento angular, que es igual a la masa multiplicada por el radio multiplicado por la velocidad lineal.
La física clásica no tiene restricciones sobre el tamaño del momento angular, lo que significa que el momento angular también es continuo, pero Nicholson descubrió que el momento angular de los electrones no es continuo.
Su momento angular debe ser un múltiplo entero de H/2π. H/2π es el cuanto de momento angular y la unidad más pequeña de momento angular. Está representado por H y también se llama constante de Planck reducida. ;
Por ejemplo, el momento angular de un electrón sólo puede ser 1 veces H, 2 veces H, 3 veces H, y así sucesivamente hasta N veces H.
Esta es la segunda pista descubierta por Bohr. Durante este período, Bohr escribió muchas veces a Rutherford, diciéndole que le entregara el papel atómico lo antes posible. Rutherford respondió: No se presione demasiado. Pero Bohr sabía que sus colegas estaban trabajando ahora en modelos atómicos, por lo que estaba muy ansioso.
Bohr ahora sabía por qué un átomo sólo podía moverse en una órbita específica, porque su momento angular estaba cuantificado, por lo que su órbita estaba cuantificada.
Bohr usó la letra n para representar el número cuántico orbital del electrón, y n sólo puede ser un número entero positivo. En cada órbita, el electrón tiene su propia energía orbital específica, llamada nivel de energía, representado por en.
Bohr tomó como ejemplo el átomo de hidrógeno y calculó el nivel de energía y el radio orbital de cada electrón del átomo de hidrógeno. Por ejemplo, cuando n es igual a 1, el electrón se encuentra en el nivel de energía más bajo, llamado estado fundamental, con una energía de -13,6 electronvoltios. EV es una unidad de energía que representa la energía cinética ganada por un electrón después de pasar por una diferencia de potencial de 1 voltio.
Esta unidad de energía es muy pequeña y se utiliza específicamente para representar la energía a nivel atómico. En la vida diaria no utilizamos electronvoltios, utilizamos julios. La razón es que el electrón voltio es demasiado pequeño para escribirlo.
Por ejemplo, 1 electrón voltio equivale a 1,602× 10-19 julios, y cada vatio equivale a 1 julio por segundo. Si la energía liberada por una bombilla de 100 vatios en vida se expresa en electronvoltios, se puede escribir como: 6,24 × 65438+. Este es un número astronómico, suficiente para mostrar el tamaño del electrón voltio.
Volviendo al tema, sigamos diciendo que se ha calculado la energía del estado fundamental atómico. ¿Qué pasa con otros niveles de energía? Otros niveles de energía también se denominan estados excitados. Bohr descubrió que la energía de otros niveles energéticos es igual a la energía del estado fundamental dividida por el cuadrado del número cuántico orbital, es decir (e?/n? Por ejemplo, cuando n es igual a 2, el orbital). La energía de este nivel de energía es igual a -13,6ev/4 y el resultado es -3,4ev.
Bohr también calculó que cuando el electrón está en el estado fundamental, el tamaño del átomo de hidrógeno es de 5,3 nanómetros. El radio orbital de otros niveles de energía es el radio orbital del estado fundamental multiplicado por n al cuadrado. Por ejemplo, el radio orbital del estado fundamental es r, luego el radio orbital donde n es igual a 2 es 4r, y así sucesivamente, es 9r, 16r.
Hasta ahora, Bohr ha establecido un modelo atómico cuantificado, pero una teoría correcta debe explicar algunos fenómenos que la gente no ha podido explicar antes; de lo contrario, la teoría será vacía e inútil.
Así que Bohr todavía necesitaba encontrar un tercer cable para completar su artículo atómico. ¿Dónde está entonces el tercer cable? Bohr conoció a uno de sus amigos, Hans Hansen, en la Universidad de Copenhague. Este amigo también regresó de estudiar en el extranjero. Su lugar de estudio fue la Universidad de Gorgenting en Alemania. Como se mencionó en el vídeo anterior, Alemania está a la vanguardia de la investigación en espectroscopia.
Por supuesto, Hans también domina muchos conocimientos de espectroscopia. Le preguntó a Bohr: ¿puede su modelo atómico explicar el espectro de emisión de los átomos? Sugirió que Bohr conocía la fórmula de Balmer para el espectro de los átomos de hidrógeno. Ya hemos hablado detalladamente del espectro de emisión de los átomos en el vídeo anterior, por lo que no entraremos en detalles aquí.
Sin embargo, cuando se trata de la fórmula de Balmer, tenemos que remontarnos a 1850. Este año, el físico Anders midió en detalle el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno. En el rango de la luz visible, los átomos de hidrógeno tienen cuatro líneas espectrales, que se encuentran en las regiones roja, verde, azul y violeta. Las longitudes de onda correspondientes son 656.438+00, 486.072 y 3636486865.
Según la época. eran muy curiosos. ¿De dónde crees que provienen las líneas espectrales de este átomo? ¿Por qué es discreto y no continuo? Estas dos preguntas son difíciles de responder y Bohr las resolverá hoy.
Sin embargo, la gente de aquella época logró un gran avance. Ahora que se han medido las longitudes de onda de las cuatro líneas espectrales de los átomos de hidrógeno en luz visible, ¿cuál es la relación entre estas longitudes de onda? ¿Se puede expresar mediante fórmulas matemáticas?
Se trata de un profesor de matemáticas de secundaria sueco. Su nombre es John Balmer. A menudo se quejaba con sus amigos de que se aburría todos los días y que ningún problema de matemáticas le molestaba. Su amigo le dijo a Balmer, ¿por qué no descubres la relación entre las longitudes de onda del espectro del átomo de hidrógeno, es decir, la relación entre los cuatro números anteriores?
Este viejo es realmente genial. No es de extrañar que estuviera aburrido todo el día. En junio de 1884, Ballmer expresó estas cuatro líneas espectrales con una fórmula. La fórmula se ve así.
En la fórmula, myn son números enteros positivos, b es una constante y el valor es 364,56 nm. Cuando igualamos n a 2, m toma 3, 4, 5 y 6 respectivamente, y la longitud de onda calculada es exactamente los cuatro números anteriores, lo cual es realmente sorprendente. Estas cuatro líneas espectrales ahora también se conocen como el sistema de Balmer del espectro atómico del hidrógeno.
El viejo Balmer pensó: ¿podría ser n otro número? Por ejemplo, n es igual a 3 y m es 4, 5, 6 o 7.
¿Qué representa la longitud de onda calculada?
Se ha demostrado que la fórmula de Balmer predice el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno en la región infrarroja. Estas líneas espectrales fueron descubiertas por Paschen en 1908 y las denominó serie de Paschen.
¿Qué pasa con n = 1? m se turna para tomar valores, ¿qué es? Este es el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno en la región ultravioleta, ahora conocida como sistema Lyman.
Tengo que decir que las matemáticas son realmente asombrosas. No es de extrañar que algunas personas digan que las matemáticas son el lenguaje de la naturaleza. La fórmula de Balmer predice con éxito el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno, pero nadie sabe por qué esta fórmula es tan útil. Nadie conoce la física detrás de esto.
Cuando Bohr vio esta fórmula, supo inmediatamente lo que estaba pasando. Esta es la transición de electrones entre diferentes niveles de energía. Cuando n es igual a 1, este es el estado fundamental y M es igual a 2, 3, 4, 5 y 6, que son todos estados excitados. Cuando cada electrón del estado excitado pasa al estado fundamental, la diferencia de energía entre los dos niveles de energía se libera en forma de ondas electromagnéticas. La longitud de onda se puede calcular directamente mediante la fórmula de Planck-Einstein.
En este punto, Bohr completó la transformación del átomo de Rutherford y cuantizó el modelo atómico. Cuantizó el momento angular del electrón y añadió un número cuántico al modelo atómico, que puede denominarse número cuántico orbital. Ahora se le llama número cuántico principal, representado por n.
En marzo de 1913, Bohr le entregó la primera parte del artículo a Rutherford. Quizás se pregunte por qué Bohr se la dio primero a Rutherford en lugar de escribirlo directamente.
La razón es sencilla. Aunque Bohr era independiente, después de todo todavía era muy joven. Si una persona respetada puede dejar un mensaje para el periódico, puede aumentar su influencia y lograr que el artículo se publique rápidamente.
En segundo lugar y más importante, Bohr realmente respetaba a su maestro. Aunque la vacilación de Rutherford una vez hizo que Bohr se perdiera un descubrimiento, la evaluación que Rutherford hizo de él todavía juega un papel importante en el corazón de Bohr.
Después de leer el artículo, Rutherford realmente expresó muchas opiniones críticas, como la teoría de Bohr, donde los electrones saltan de una órbita a otra, como el destello en "Gloria del Rey". eran iguales, lo que hizo que Rutherford sintiera como si hubiera golpeado a un fantasma y no pudiera aceptarlo.
Además, si el electrón está ahora en el tercer estado excitado y puede saltar como la segunda órbita y el estado fundamental, entonces ¿cómo elige el electrón a qué órbita saltar?
Si salta al segundo estado excitado, ¿por qué el electrón elige directamente el segundo estado excitado en lugar del estado fundamental? Si el electrón salta directamente al estado fundamental, ¿por qué no elegir pasar primero al segundo estado excitado?
Para Rutherford, los electrones parecían tener libre albedrío. Para decirlo sin rodeos, violan la ley de causa y efecto. Verá, la visión del mundo de la gente comenzó a resquebrajarse con Bohr, pero Rutherford no pensó mucho en ello, ni avergonzó a Bohr, porque Bohr tampoco pudo obtener la respuesta.
En 1916, Einstein también descubrió que las transiciones de electrones violaban la ley de causalidad y requerían probabilidad para explicar su tiempo de transición y nivel de energía. Einstein, quien fue el primero en introducir la probabilidad en la teoría cuántica, también escribió a Bonn diciendo que no podía aceptar la explicación probabilística de sus hallazgos. Ahora parece que Einstein es bastante interesante. Él mismo impulsó el desarrollo de la teoría cuántica, pero al final no pudo aceptarla. Esto se menciona nuevamente en el video a continuación.
Rutherford no podía aceptar los dos puntos anteriores, pero tampoco le gustó que Bohr escribiera demasiado y pidiera una extensión más corta. Bohr estaba decidido a luchar hasta el final esta vez y no cambiaría el papel, ni siquiera un símbolo.
Tal vez fue porque Bohr sufrió una pérdida la última vez, pero esta vez tenía mejor memoria. Rutherford siguió escribiendo cartas e incluso fue a Manchester a buscar a Rutherford y se quedó en la casa de su maestro después de estar exhausto. Bohr por primera vez, finalmente cedió y aceptó publicar el artículo de Bohr.
En julio, septiembre y octubre de 1913, los tres artículos de Bohr se publicaron palabra por palabra en el "Journal of Philosophy", conocido como la "Trilogía" en la historia.
Durante los siguientes 10 años, Bohr utilizó su modelo atómico para explicar la tabla periódica, que es la segunda cuestión que mencioné al principio.
En los últimos 10 años, los jóvenes Pauli, Heisenberg y Dirac estaban creciendo. Lo que más habían escuchado durante sus estudios fue la explicación de la teoría atómica de Bohr sobre el espectro atómico y la tabla periódica de elementos. Todos consideraban a Bohr como su ídolo.
Sin embargo, el modelo atómico de Bohr no obtuvo un reconocimiento inmediato tras su publicación. Todavía necesita dos experimentos para verificarlo. De eso se trata nuestro próximo vídeo.
A partir de ahora, realmente hemos entrado en el mundo cuántico y descubrirás muchos fenómenos increíbles.