I denne simuleringen bruker vi Bohrs atommodell. Dette er en modell som antar at elektronene befinner seg omkring atomkjernen, og at elektronene kun kan eksistere i bestemte energinivåer (eller skall). Bohrs lanserte sin atommodell i 1913, og det ble relativt raskt klart at den ikke er en god modell for ioner med mer enn ett elektron, men den gir gode resultater for hydrogen ^1_1\mathrm{H} og heliumioner ^4_2\mathrm{He}^{-} (som begge kun har ett elektron).
Hydrogenatomet har ulike energinivåer som vi gjerne beskriver som skall rundt atomkjernen. Hvis et elektron blir tilført energi kan det eksitere og flytte seg til et høyere energinivå. Elektronet vil senere emittere et foton og flytte seg tilbake til grunntilstanden. Energien som kreves for å flytte seg mellom to energinivåer er gitt ved:
\Delta E = -R_H \left( \frac{1}{n_t^2} - \frac{1}{n_f^2} \right)Der R_H er Rydbergs konstant, R_H = 2.179 \times 10^{-18} \,\mathrm{J}, n_t er energinivået som elektronet flytter seg til og n_f er energinivået som elektronet flytter seg fra.
Et elektron som flytter seg fra skall 4 til 2 vil dermed ha n_f = 4, n_t = 2 og energien som kreves for å flytte elektronet mellom energinivåene er:
\begin{align*} \Delta E &= -R_H \left( \frac{1}{n_t^2} - \frac{1}{n_f^2} \right)\\ &= - 2.179 \times 10^{-18} \,\mathrm{J} \times \left( \frac{1}{2^2} - \frac{1}{4^2} \right)\\ &= - 2.179 \times 10^{-18} \,\mathrm{J} \times \left( \frac{3}{16}\right)\\ &= -4.09 \times 10^{-19} \,\mathrm{J} \end{align*}Det kreves altså -4.09 \cdot 10^{-19} \,\mathrm{J} for å flytte elektronet to energinivåer inn mot atomkjernen. Siden denne energimengden er negativ, så forteller det oss egentlig at vi ikke trenger å bruke energi for å flytte på elektronet – elektronet vil selv flytte seg ned til energinivå nr. 2 og emittere et foton med energien E = \lvert -4.09 \times 10^{-19} \,\mathrm{J} \rvert = 4.09 \times 10^{-19} \,\mathrm{J}.
Energien til et foton er også proporsjonal med frekvensen til fotonet etter formelen E = hf. Energien er lik Plancks konstant ( h = 6.626 \times 10^{-34}\ \text{J}{\cdot}\text{s}) multiplisert med frekvensen til fotonet. Vi kan dermed regne ut frekvensen til dette fotonet ved å gjøre om på formelen over:
\begin{align*} E = hf \Leftrightarrow f &= \frac{E}{h}\\ &= \frac{4.09 \times 10^{-19} \,\mathrm{J}}{6.626 \times 10^{-34}\ \text{J}{\cdot}\text{s}}\\ &= 6.17 \times 10^{14} \,\mathrm{Hz}\end{align*}Denne frekvensen tilsvarer en bølgelengde på 486 nm siden:
\begin{align*} c=f\lambda \Leftrightarrow \lambda &= \frac{c}{f}\\ &= \frac{3.00\times 10^8 \,\mathrm{m/s}}{6.17 \times 10^{14} \,\mathrm{Hz}}\\ &= 4.86 \times 10^{-7} \,\mathrm{m}\\ &= 486 \,\mathrm{nm} \end{align*}
Ved å bruke bildet over kan jeg finne ut at denne bølgelengden gir et lys som har blå-grønn farge.
Dra musepekeren for å tilføre energi til elektronet (eller bruk eksiterknappen eller oppovertasten på tastaturet). Når du trykker på emitterknappen vil elektronet eksitere til et tilfeldig valgt lavere nivå. Link til full versjon av simuleringen..
Artikkelbilde: SVG by Indolences.Recoloring and ironing out some glitches done by Rainer Klute. – Own work based on: of Image:Stylised Lithium Atom.png by Halfdan., CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1675352