I brint:

1. Det forudsiger forkert antallet af tilstande med given energi. Dette nummer kan ses gennem Zeeman-opdeling. Især har den ikke de rigtige kantede kvantetal for hvert energiniveau. Det mest oplagte er grundtilstanden med har $ \ ell = 0 $ i Schrodingers teori, men $ \ ell = 1 $ i Bohrs teori.
2. Det holder ikke godt under forstyrrelsesteorien. Især på grund af vinkelmomentdegenerationer er interaktionen mellem spin og bane forkert.
3. Det forudsiger en enkelt "radius" for elektronen snarere end en sandsynlighedstæthed for positionen af ​​elektronen.

Hvad det gør, fungerer godt:

a. Korrekt energispektrum for brint (selvom det er helt forkert selv for helium). Især udledes man den rigtige værdi af Rydberg-konstanten.

b. Bohr-radierne for forskellige energiniveauer viser sig at være de mest sandsynlige værdier forudsagt af Schrodinger-løsninger.

c. Gør også mange kemiske ting ganske godt (som foreslået i det originale spørgsmål), men jeg er ikke kemiker, så jeg kan ikke rose modellen for det.

Dette er et eksempel på "korrespondanceprincippet" i vid forstand, at nye teorier skulle forklare, hvorfor gamle fik nogle ting rigtige. Den linkede artikel diskuterer Bohr-modellen, men efterlader nogle af dine underspørgsmål ubesvarede. Går ud over det, hvordan fører en "elektroner til et sted specifikt" tilnærmelse til nyttige modeller til deling og overførsel af elektroner i kovalent, ionisk og metallisk binding? Nå, vi fokuserer på kovalent indtil videre.

Når fysikere underviser studenter, der har tilstrækkelig kvantemekanik til at udføre hydrogenatomet korrekt, ender elektroner i specifikke atomorbitaler på grund af deres kvantetal, og hver orbital kan højst indeholde 2 elektroner. Anvendelserne af Bohr-lignende ræsonnement, du har taget op, vedrører molekylære orbitaler, og disse er et lidt mere avanceret emne; på dette tidspunkt ville jeg ønske, at jeg vidste, hvad der undervises i kemiundervisning om dem, men jeg forestiller mig, at Peter Atkins forklarer MO'er med meget samme strenghed.

Ligesom atomorbitaler har $ \ pi $ MOs højst 2 elektroner (lad os ikke komme ind i $ \ sigma $ -binding for øjeblikket). Bohr-løgnen ville være, at elektronerne, der bor i disse orbitaler, har en præcis placering, og at orbitaler dannes for at få elektronantalet i hvert atoms yderste skal til højre og skabe et stabilt molekyle - du ved, den sædvanlige $ 8 $ -elektron regel (eller $ 2 $ for brint, da det prøver at være som helium, ikke neon). Det korte svar på dit spørgsmål er, at når vi skifter fra kvantetal for elektroner i monatomiske allotroper af et element til den analoge behandling af et molekyle, er mønsteret for juridiske orbitaler transformeret det samme som man kunne forvente i en klassisk model. Hvorfor? Fordi alt, hvad du virkelig har brug for, er reglerne for lovlige antal-kombinationer, ikke den måde, det er afledt af Schrödinger-ligningen.

Lad os overveje det enklest mulige eksempel, $ \ mathrm {H} _2 $.Den enkle model siger, "vi har en juridisk bane, og den har plads til $ 2 $ elektroner, hvilket er netop det, vi har brug for, og de ender i en bane som planeter i et binært stjernesystem".Den mere nøjagtige model er, "igen udfylder vi den unikke juridiske orbital med $ 2 $ elektroner, men elektronernes adfærd er kvantemekanisk".Du kan tilnærme elektronerne i den orbitale som to partikler i en kasse (selvom det ikke er en perfekt analogi), fordi de ikke har nok energi til at undslippe, medmindre en foton exciterer dem, og de kan heller ikke faldeind i en lavere orbital, fordi de er fulde.Med denne begrænsning er kvanteeffekterne kvantitative, men gør ikke meget af en kvalitativ forskel.

Parallellen mellem Bohr-billedet og Lewis-diagrammerne er ikke så stor, hvis du overvejer, at elektronen bevæger sig i Bohr-modellen, mens elektronerne er statiske i et Lewis-diagram.

Hvis en Bohr-elektron var "i ro" uden for en kerne, som det er i et Lewis-diagram eller et af dine organiske-kemiske diagrammer, ville det straks accelereres mod kernen.Og jeg kan ikke se, hvordan du vil ændre et Lewis-diagram, så elektronerne blev "delt", mens de stadig befandt sig i kredsløb omkring kernerne.

Lewis-prikker og molekylære strukturdiagrammer, som en praktisk betegnelse brugt af kemikere, har meget lidt at gøre med Bohr-modellen af ​​atomet. De fanger et sæt empiriske , kvalitative regler, som er sande for de fleste atomer under de fleste forhold, og som først blev opdaget:

1. Hvert atom har et antal "valenselektroner", der styrer, hvordan det kan kombineres med andre atomer. Antallet varierer normalt fra nul til otte. Antallet af valenselektroner, som et isoleret atom besidder uden elektrisk ladning, bestemmes af hvilket element det er.
2. Atomer kan have et andet antal valenselektroner end standard for dette element, men så har de også en elektrisk ladning, og vi kalder dem "ioner".
3. Kemiske forbindelser er normalt mest stabile, når hvert atom i forbindelsen kan siges at have enten nul eller otte valenselektroner (eller i et meget vigtigt specielt tilfælde, nemlig hydrogen, to valenselektroner).
4. Atomer kan kombineres for at opfylde regel 3 på to måder. De kan fuldt ud overføre elektroner fra den ene til den anden, danne ioner og derefter holdes sammen ved elektrostatisk tiltrækning. Eller de kan "dele" par af elektroner mellem to atomer, i hvilket tilfælde begge elektroner bidrager til valenselektronantalet på begge atomer og derefter holdes sammen ... godt, i sidste ende igen ved elektrostatisk tiltrækning , men en mere målrettet sort, sådan at vi kan sige, at hvert atom er "kovalent bundet" til specifikke andre atomer; dette er ikke tilfældet for ioner.
5. Ved at kombinere regler 1, 3 og 4 kan du forudsige, hvor mange kovalente bindinger et atom af et bestemt element kan danne. For eksempel har kulstof fire valenselektroner i sin uopladede, ubundne tilstand, som hver kan deles med et andet atom, så det kan danne op til fire kovalente bindinger. På den anden side har klor syv valenselektroner, hvilket betyder at det kun kan danne en kovalent binding (mere og det ville have for mange valenselektroner).
6. To atomer kan dele mere end et par elektroner, som vi kalder en "dobbeltbinding" eller "tredobbeltbinding" (fire er meget sjældne, fem vil bryde "normalt nul til otte" -reglen - jeg er ikke vil sige umuligt men jeg har aldrig hørt om det); disse obligationer er fysisk stærkere, men også mere reaktive end enkeltbindinger.
7. Hvis du har en dobbeltbinding ved siden af ​​en enkeltbinding, og det samlede molekyle er tilstrækkeligt symmetrisk, hvad der faktisk sker, er at den anden binding bliver "delokaliseret" over alle tre atomer. Dette kan fortsætte med at ske ned ad en kæde af vekslende enkelt- og dobbeltbindinger og undertiden gør molekylet ekstra stabilt (f.eks. Benzen) eller ændrer, hvilke kemiske reaktioner molekylet vil gennemgå (f.eks. Enoler).

Bohr-modellen forsøger ikke at forudsige det meste af dette; det handler kun om isolerede atomer. Bohr havde sandsynligvis dog regler 1, 2 og 3 i tankerne, da han udviklede den.

Schroedingers ligning er slet ikke en model af atomer, det er kvanteækvivalenten $ \ mathbf {F} = m \ mathbf {a} $; for at forudsige noget med det skal du definere, hvad kræfterne er. Det er domænet for atom- og molekylær orbitalteori, og de faktiske kvantitative Hamiltonians bliver virkelig rodet virkelig hurtigt; at inddrive ovenstående regler for systemer med mere end omkring to atomer var stadig banebrydende teori, da jeg besluttede, at jeg ikke ville gøre det for at leve (ganske vist for 15 år siden nu).

Jeg kan huske kurset om introduktion i kvantefysisk, da vi diskuterede Bohr-modellen. Ræsonnementet var dette:

• Elektron, der cirkulerer rundt om kernen på en cirkulær bane, har ikke-nul acceleration.
• Derfor skal den udsende stråling.
• Derfor mister den energi. Derfor skal den enten "få et slag et eller andet sted" eller falde i dybere og dybere kredsløbsniveauer.
• Endelig skal det falde i kernen.

Men vi observerer ikke sådan orbital henfald og strålingsemission, så modellen er mangelfuld.

På den anden side er Bohrs model let at forestille sig, og der er gode paralleller mellem "vores store univers" og det "lille univers dernede". Når du accepterer, at elektronerne følger strengt definerede baner med tilsvarende energier, er det lettere at acceptere, at elektronerne er et eller andet sted i et mere løst defineret volumen med energier, der stadig er strengt defineret. Så. vi introducerer ordet "orbital" for at erstatte "kredsløb" for at skelne mellem sandsynlighedsvolumenet for en "orbital" versus den nøjagtige radius, der antydes af ordet "kredsløb".

Lewis-prikstrukturer var ikke baseret på Bohr-modellen.

Omvendt siger Lewis specifikt efter introduktion af punktstrukturer i Atomet og Molekylet:

Bohr i sin elektron bevæger sig i en fast bane, har opfundet systemer indeholdende elektroner, hvis bevægelse ikke har nogen effekt på eksterne ladninger. Nu er dette ikke kun i strid med de accepterede love inden for elektromagnetik men, kan jeg tilføje, er logisk anstødeligt for denne bevægelsestilstand som ikke frembringer nogen fysisk effekt overhovedet, bedre kan kaldes en tilstand hvile.

...

Jeg tror, ​​at der er en del af Bohrs teori, som antagelsen om orbital elektron er ikke nødvendig, da det kan oversættes direkte til vilkårene i den nuværende teori. Han forklarer spektralserien af ​​brint ved at antage, at en elektron kan bevæge sig frit i en hvilken som helst af en række baner, hvor hastighederne adskiller sig trinvis, hvor disse trin blot udtrykkes i form af ultimative enheder (i hans teori Plancks h er sådan en enhed), og at stråling opstår, når elektronen passerer fra den ene orbitale hastighed til den næste. Det forekommer mig langt enklere at antage, at en elektron kan holdes i atomet i stabil ligevægt i en række forskellige positioner, hver af som har bestemte begrænsninger svarer til en bestemt frekvens af elektronen, intervallerne mellem begrænsningerne i successive positioner er simpelthen udtrykkelige med hensyn til ultimative rationelle enheder

...

den mest stabile tilstand for atomskallen er en, hvor eight-elektroner holdes i hjørnerne af en terning

Så for eksempel blev diatomisk jod betragtet af Lewis som to terninger, der delte en kant.