Pada awal abad, Rutherford menunjukkan bahwa atom terdiri dari inti kecil dan padat, di mana proton (muatan positif) dan jumlah elektron yang sama (muatan negatif) berada, menghuni pinggiran. Oleh karena itu kebiasaan menggambar atom sebagai bola kecil yang dikelilingi oleh titik-titik yang mengorbit di sekitarnya.
Meskipun intuitif dan ramah, semua orang sudah tahu bahwa caral ini tidak sepenuhnya dapat diandalkan. Atom seperti itu tidak akan berumur panjang, karena elektron akan memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik, seperti yang dinyatakan oleh teori klasik.
Dalam sekejap, elektron akan runtuh ke nukleus dan atom akan musnah. Karena kebahagiaan ini tidak terjadi (jika itu terjadi, kita tidak akan berada di sini membahas atom), menjadi jelas bahwa “ada sesuatu yang aneh di kerajaan Denmark.” Dan dari sanalah penyelamat negara datang, Niels Bohr, yang menemukan caral baru untuk atom hidrogen, yang dapat kita sebut sebagai Hidrogen 1.0.
Hidrogen adalah atom paling sederhana yang ada: nukleusnya hanya memiliki satu proton dan hanya ada satu elektron yang mengorbit nukleus ini. Untuk menjelaskan bukti stabilitas atom hidrogen dan, sepintas, munculnya rangkaian garis spektral unsur itu, Bohr mengajukan beberapa hipotesis. Hipotesis berarti meminta orang untuk menerima sebagai kebenaran beberapa pernyataan yang tidak terbukti tetapi jika itu benar, mereka menjelaskan seluruh misteri Hidrogen.
Dan hipotesis Bohr adalah sebagai berikut:
1) Elektron berputar mengelilingi nukleus dalam orbit melingkar, seperti satelit di sekitar planet, tinggal di orbit itu di belakang gaya listrik yang menarik antara muatan dari tanda yang berlawanan.
2) Orbit elektron yang melingkar tidak boleh memiliki jari-jari. Hanya beberapa nilai yang diizinkan untuk sinar orbit. Nilai-nilai itu adalah:
r n = a atau n 2 ,
di mana a o adalah konstanta yang disebut jari-jari Bohr dan n adalah bilangan bulat (1, 2, 3…).
Untuk yang penasaran kita dapat mengantisipasi bahwa a o = h2 (4 2 m e2), di mana h adalah konstanta Planck, m adalah massa dan e adalah muatan elektron.
Bohr memiliki permintaan maaf yang baik karena memunculkan ekspresi itu, tetapi, bagi kami, itu tetap merupakan tindakan iman yang sederhana.
Dengan kata lain, elektron hanya dapat berotasi pada orbit yang sinarnya 1, 4, 9, 16,… kali jari-jari Bohr. Bilangan bulat n mengidentifikasi orbit yang diizinkan.
3) Di setiap orbit yang diizinkan, elektron memiliki energi yang konstan dan terdefinisi dengan baik, diberikan oleh:
E = E 1 / n 2 ,
di mana E 1 adalah energi orbit radius minimum. Untuk yang penasaran, sekali lagi, kami akan mengatakan bahwa Bohr memberikan formula untuk E 1 :
E 1 = – 2 2 saya 4 / jam 2 = – 13,6 eV.
Mari kita lihat tanda minus dalam rumus ini. Semakin kecil n , semakin internal orbit (jari-jari lebih kecil) dan semakin negatif energi elektron. Fisikawan menggunakan energi negatif untuk menunjukkan “kurung”.
Kurung adalah, sebuah objek yang memiliki energi negatif terbatas pada wilayah ruang tertentu. Itulah yang terjadi dengan elektron, terbatas pada orbit yang terdefinisi dengan baik. Jika energi tetap positif, elektron bebas keluar, tanpa batasan apapun.
4) Selama dalam orbit tertentu yang diizinkan, elektron tidak memancarkan atau menerima energi apa pun. Itu adalah postulat yang paling berani karena bertentangan dengan prinsip teori elektromagnetik klasik. Bohr tidak memiliki argumen untuk menunjukkan bahwa postulat ini benar, selain bukti nyata bahwa elektron tidak benar-benar runtuh ke nukleus.
Sejarah menunjukkan bahwa Bohr benar dan bertahun-tahun kemudian mekanika kuantum menjelaskan alasannya
5) Ketika elektron mengubah orbitnya, atom memancarkan atau menyerap “kuantum” energi cahaya. “Kuantum”, seperti yang sudah kita ketahui, adalah paket energi yang dibayangkan oleh Planck.
Kami akan merinci hipotesis kelima ini karena dari sinilah penjelasan meyakinkan pertama tentang asal usul garis spektrum hidrogen keluar.
Energi orbit radius minimum (r 1 = a 0 ) adalah E 1 . Nilainya adalah -13,6 elektron – Volt (eV), satuan energi yang banyak digunakan oleh ahli spektrokopi. Orbit berikutnya dengan radius r 2 = 4 hingga 0 , memiliki energi E 2 = -13,6 / 4 = -3,4 eV. Yang berikutnya memiliki energi E 3 = -13,6 / 9 = -1,5 eV dan seterusnya.
Kita melihat pada gambar, grafik yang mewakili skala energi yang “diizinkan” ini. Tingkat terendah, dengan energi -13,6 eV, disebut tingkat dasar. Yang lain adalah tingkat bersemangat.
Misalkan elektron berada pada sisi tereksitasi E 3 dan berpindah ke keadaan tereksitasi lain E 2 . Dalam proses ini, energi atom berkurang dari -1,5 – (3,4) = 1,9 eV. Ke mana perginya perbedaan energi ini? Ini dipancarkan oleh atom dalam bentuk “kuantum” cahaya, atau “foton”. Dalam kasus foton itu, dengan energi itu, ia memiliki frekuensi garis merah yang tepat dari spektrum hidrogen.
Dua baris lainnya dalam deret Balmer sesuai dengan “de-excitations” dari level n = 4, 5 dan 6 hingga level n = 2.
Deret Lyman, dalam ultraviolet, sesuai dengan de-eksitasi level n = 2, 3, dst. sampai tingkat dasar, n = 1. Deret Paschen, dalam inframerah, berhubungan dengan de-eksitasi hingga tingkat n = 3.
Dari hipotesis itu, Bohr sampai pada rumus Rydberg. Mari kita lihat bagaimana, menurut Bohr, energi tingkat n diberikan oleh E n = E 1 / n 2 . Perbedaan antara energi, ketika elektron berpindah dari tingkat awal ke tingkat akhir nf, oleh karena itu adalah:
E = E f – E i = E 1 / n f 2 – E 1 / n i 2 .
Jadi, Planck telah mengatakan bahwa E = hf = hc . Jadi mengganti E dalam rumus yang disajikan, kita mendapatkan:
di mana R H = E 1 / hc adalah konstanta Rydberg. Siap, rumus Rydberg dari garis hidrogen dijelaskan oleh caral Bohr.
Meski menyenangkan, atom Bohr masih belum memuaskan. Postulat mengarah pada hasil yang sesuai dengan data eksperimen, tetapi banyak hal yang dipaksakan melalui hipotesis, tanpa pembenaran lebih lanjut.
Selain itu, ada perbedaan kecil dalam spektrum hidrogen yang tidak dijelaskan oleh caral. Dan itu tidak bekerja untuk atom unsur lain, selain hidrogen.
Satu dekade kemudian, semua pembatasan itu diselesaikan dengan caral yang lebih maju, yang berasal dari mekanika kuantum. Model ini menjelaskan segala sesuatu yang diamati secara eksperimental dalam spektrum tidak hanya hidrogen tetapi unsur atau senyawa lainnya. Ini adalah caral yang sangat sukses tetapi cerita ini akan tetap ada untuk artikel mendatang.