Modele de bohr et rutherford

Bohr a étendu le modèle de l`hydrogène pour donner un modèle approximatif pour les atomes plus lourds. Cela a donné une image physique qui reproduit de nombreuses propriétés atomiques connues pour la première fois. En supposant, avec Bohr, que les valeurs quantisées de L sont également espacées, l`espacement entre les énergies voisines est cependant, cela ne veut pas dire que le modèle de Bohr-Sommerfeld était sans succès. Les calculs fondés sur le modèle Bohr – Sommerfeld ont permis d`expliquer avec précision un certain nombre d`effets spectraux atomiques plus complexes. Par exemple, jusqu`aux perturbations de premier ordre, le modèle de Bohr et la mécanique quantique font les mêmes prédictions pour le fractionnement de la ligne spectrale dans l`effet Stark. Cependant, à des perturbations d`ordre supérieur, le modèle de Bohr et la mécanique quantique diffèrent, et les mesures de l`effet Stark sous des intensités de champ élevé ont permis de confirmer l`exactitude de la mécanique quantique sur le modèle de Bohr. La théorie dominante derrière cette différence réside dans les formes des orbitales des électrons, qui varient selon l`état d`énergie de l`électron. Selon le modèle de Bohr Atomic, un petit noyau chargé positivement est entouré par des électrons de charge négative renouvelable dans des Orbits fixes. Il a conclu que l`électron aura plus d`énergie si elle est située à l`écart du noyau alors que les électrons auront moins d`énergie s`il se trouve près du noyau. La découverte de Rutherford venait d`une expérience très étrange.

Tout le monde à cette époque a imaginé l`atome comme un “pudding de prune.” C`est, il était à peu près la même consistance tout au long, avec des électrons chargés négativement dispersés en elle comme les raisins secs dans un pudding. Dans le cadre d`une expérience avec des radiographies en 1909, Rutherford a tiré un faisceau de particules alpha (ou des rayons alpha, émis par l`élément radioactif Radium) à une feuille de feuille d`or seulement 1/3000 de pouce d`épaisseur, et de tracer les chemins des particules. La plupart des particules sont allées à travers la feuille, ce qui serait attendu si les atomes de l`or étaient comme un pudding de prune. Mais de temps en temps, une particule a rebondi comme si elle avait frappé quelque chose de solide. Après avoir tracé de nombreuses particules et examiné les motifs, Rutherford a déduit que l`atome doit avoir presque toute sa masse, et la charge positive, dans un noyau central environ 10 000 fois plus petit que l`atome lui-même. Toute la charge négative a été maintenue dans les électrons, qui doit orbitent le noyau dense comme des planètes autour du soleil. Cependant, ces nombres sont presque les mêmes, en raison de la masse beaucoup plus grande du proton, environ 1836,1 fois la masse de l`électron, de sorte que la masse réduite dans le système est la masse de l`électron multipliée par la constante 1836.1/(1 + 1836.1) = 0,99946. Ce fait était historiquement important pour convaincre Rutherford de l`importance du modèle de Bohr, car il expliquait le fait que les fréquences des raies dans les spectres pour l`hélium solitaire ionisé ne diffèrent pas de celles de l`hydrogène par un facteur exactement de 4, mais plutôt par 4 fois le rapport de la masse réduite pour l`hydrogène vs les systèmes d`hélium, qui était beaucoup plus proche du rapport expérimental que exactement 4. Dans le modèle de coquille, ce phénomène est expliqué par le remplissage de coquille. Les atomes successifs deviennent plus petits parce qu`ils remplissent des orbites de la même taille, jusqu`à ce que l`orbite soit pleine, à quel point l`atome suivant dans la table a un électron externe faiblement lié, l`amenant à se développer.

La première orbite de Bohr est remplie quand elle a deux électrons, ce qui explique pourquoi l`hélium est inerte.