Teoria atomu Bohra

Ważny wkład do tematu wniósł Niels Bohr z Danii, który w 1913 roku zastosował hipotezę kwantową do widm atomowych. Widma światła emitowanego przez atomy gazowe były intensywnie badane od połowy XIX wieku. Stwierdzono, że promieniowanie atomów gazowych przy niskim ciśnieniu składa się z zestawu dyskretnych długości fal. Jest to zupełnie inaczej niż w przypadku promieniowania z ciała stałego, które jest rozłożone w ciągłym zakresie długości fal. Zestaw dyskretnych długości fal z atomów gazowych jest znany jako widmo liniowe, ponieważ emitowane promieniowanie (światło) składa się z serii ostrych linii. Długość fali linii jest charakterystyczna dla danego pierwiastka i może tworzyć bardzo złożone wzory. Najprostszymi widmami są widma atomowego wodoru i atomów alkalicznych (np. litu, sodu i potasu). Dla wodoru długość fali λ jest określona wzorem empirycznym , gdzie m i n są dodatnimi liczbami całkowitymi, gdzie n > m, a R∞, znana jako stała Rydberga, ma wartość 1,097373157 × 107 na metr. Dla danej wartości m, linie dla zmieniającego się n tworzą szereg. Linie dla m = 1, seria Lymana, leżą w ultrafioletowej części widma; te dla m = 2, seria Balmera, leżą w widmie widzialnym; a te dla m = 3, seria Paschena, leżą w podczerwieni.

Bohr zaczął od modelu zaproponowanego przez urodzonego w Nowej Zelandii brytyjskiego fizyka Ernesta Rutherforda. Model ten był oparty na eksperymentach Hansa Geigera i Ernesta Marsdena, którzy w 1909 roku bombardowali atomy złota masywnymi, szybko poruszającymi się cząstkami alfa; kiedy niektóre z tych cząstek zostały odchylone do tyłu, Rutherford doszedł do wniosku, że atom ma masywne, naładowane jądro. W modelu Rutherforda atom przypomina miniaturowy układ słoneczny, w którym jądro działa jak Słońce, a elektrony jak krążące planety. Bohr poczynił trzy założenia. Po pierwsze, postulował, że w przeciwieństwie do mechaniki klasycznej, gdzie możliwa jest nieskończona liczba orbit, elektron może znajdować się tylko na jednej z dyskretnych orbit, które nazwał stanami stacjonarnymi. Po drugie, postulował, że jedynymi dopuszczalnymi orbitami są te, dla których moment pędu elektronu jest liczbą całkowitą n razy ℏ (ℏ = h/2π). Po trzecie, Bohr założył, że prawa ruchu Newtona, tak skuteczne w obliczaniu toru ruchu planet wokół Słońca, stosuj± się również do elektronów kr±ż±cych wokół j±dra. Sił± działaj±c± na elektron (odpowiednik siły grawitacji pomiędzy Słońcem a planet±) jest elektrostatyczne przyci±ganie pomiędzy dodatnio naładowanym j±drem a ujemnie naładowanym elektronem. Przy tych prostych założeniach pokazał, że energia orbity ma postaćgdzie E0 jest stałą, która może być wyrażona przez kombinację znanych stałych e, me, i ℏ. W stanie stacjonarnym atom nie wydziela energii w postaci światła, ale kiedy elektron przechodzi ze stanu o energii En do stanu o niższej energii Em, kwant energii jest wypromieniowywany z częstością ν, daną równaniem Wstawiając wyrażenie dla En do tego równania i korzystając z zależności λν = c, gdzie c jest prędkością światła, Bohr wyprowadził wzór na długość fali linii w widmie wodoru, z poprawną wartością stałej Rydberga.

Teoria Bohra była błyskotliwym krokiem naprzód. Jej dwie najważniejsze cechy przetrwały w dzisiejszej mechanice kwantowej. Są to (1) istnienie stacjonarnych, nieradiacyjnych stanów oraz (2) związek częstotliwości promieniowania z różnicą energii między stanem początkowym a końcowym w procesie przemiany. Przed Bohrem fizycy sądzili, że częstotliwość promieniowania jest taka sama jak częstotliwość obrotu elektronu na orbicie.