In Wasserstoff:

1. Es sagt fälschlicherweise die Anzahl der Zustände mit gegebener Energie voraus. Diese Zahl kann durch Zeeman-Aufteilung gesehen werden. Insbesondere hat es nicht die richtigen Drehimpulsquantenzahlen für jedes Energieniveau. Am offensichtlichsten ist der Grundzustand mit $ \ ell = 0 $ in Schrödingers Theorie, aber $ \ ell = 1 $ in Bohrs Theorie.
2. Unter der Störungstheorie hält es nicht gut. Insbesondere aufgrund von Drehimpulsentartungen ist die Spin-Bahn-Wechselwirkung falsch
3. Es sagt eher einen einzelnen "Radius" für das Elektron als eine Wahrscheinlichkeitsdichte für die Position des Elektrons voraus.
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Was es gut macht:

a. Korrektes Energiespektrum für Wasserstoff (obwohl auch für Helium völlig falsch). Insbesondere leitet man den richtigen Wert der Rydberg-Konstante ab.

b. Die Bohr-Radien für verschiedene Energieniveaus erweisen sich als die wahrscheinlichsten Werte, die von den Schrödinger-Lösungen vorhergesagt werden.

c. Macht auch eine Menge Chemie ziemlich gut (wie in der ursprünglichen Frage vorgeschlagen), aber ich bin kein Chemiker, also kann ich das Modell dafür nicht loben.

Dies ist ein Beispiel für das "Korrespondenzprinzip" im weitesten Sinne, dass neue Theorien erklären sollten, warum alte einige Dinge richtig gemacht haben. Der verlinkte Artikel beschreibt das Bohr-Modell, lässt jedoch einige Ihrer Unterfragen unbeantwortet. Wie führt eine "Elektronen sind irgendwo spezifisch" -Näherung darüber hinaus zu nützlichen Modellen für das Teilen und Übertragen von Elektronen in kovalenter, ionischer und metallischer Bindung? Nun, wir werden uns vorerst auf kovalent konzentrieren.

Wenn Physiker Studenten genug Quantenmechanik beibringen, um das Wasserstoffatom richtig zu machen, landen Elektronen aufgrund ihrer Quantenzahlen in bestimmten Atomorbitalen, und jedes Orbital kann höchstens 2 Elektronen aufnehmen. Die Anwendungen des Bohr-ähnlichen Denkens, die Sie angesprochen haben, betreffen Molekülorbitale, und diese sind ein etwas fortgeschritteneres Thema. An diesem Punkt wünschte ich mir, ich wüsste, welche Chemie-Studenten über sie unterrichtet werden, aber ich stelle mir vor, dass Peter Atkins MOs mit der gleichen Genauigkeit erklärt.

Wie Atomorbitale halten $ \ pi $ MOs höchstens 2 Elektronen (lassen Sie uns im Moment nicht auf $ \ sigma $ -Bindung eingehen). Die Bohr-Lüge wäre, dass die in diesen Orbitalen lebenden Elektronen einen genauen Ort haben und dass sich Orbitale bilden, um die Elektronenzahl in der äußersten Hülle jedes Atoms richtig zu machen und ein stabiles Molekül zu bilden - Sie wissen, das übliche $ 8 $ -Elektron Regel (oder $ 2 $ für Wasserstoff, da es versucht, wie Helium zu sein, nicht wie Neon). Die kurze Antwort auf Ihre Frage lautet: Wenn wir von Quantenzahlen für Elektronen in einatomigen Allotropen eines Elements zur analogen Behandlung eines Moleküls übergehen, ist das Muster der Transformation legaler Orbitale das gleiche, wie es bei einem klassischen Modell zu erwarten wäre. Warum? Denn alles, was Sie wirklich brauchen, sind die Regeln für legale Zahlenkombinationen, nicht die Art und Weise, wie sie aus der Schrödinger-Gleichung abgeleitet werden.

Betrachten wir das einfachste Beispiel, $ \ mathrm {H} _2 $.Das einfache Modell sagt: "Wir haben ein legales Orbital und es hat Platz für $ 2 $ Elektronen, was genau das ist, was wir brauchen, und sie landen in einer Umlaufbahn wie Planeten in einem Doppelsternsystem."Das genauere Modell lautet: "Wieder füllen wir das einzigartige legale Orbital mit $ 2 $ Elektronen, aber das Verhalten der Elektronen ist quantenmechanisch."Sie können die Elektronen in diesem Orbital als zwei Teilchen in einer Box approximieren (obwohl dies keine perfekte Analogie ist), da sie nicht genug Energie haben, um zu entkommen, es sei denn, ein Photon regt sie an und sie können nicht fallenin ein unteres Orbital, weil diese voll sind.Mit dieser Einschränkung sind die Quanteneffekte quantitativ, machen aber keinen großen qualitativen Unterschied.

Die Parallele zwischen dem Bohr-Bild und den Lewis-Diagrammen ist nicht so groß, wenn man bedenkt, dass sich das Elektron im Bohr-Modell bewegt, während die Elektronen in einem Lewis-Diagramm statisch sind.

Wenn ein Bohr-Elektron außerhalb eines Kerns "in Ruhe" wäre, wie es in einem Lewis-Diagramm oder einem Ihrer Diagramme der organischen Chemie der Fall ist, würde es sofort in Richtung des Kerns beschleunigen.Und ich kann nicht sehen, wie Sie ein Lewis-Diagramm so modifizieren würden, dass die Elektronen "geteilt" wurden, während sie sich noch im Orbit um die Kerne befanden.

Lewis-Punkte und Molekülstrukturdiagramme als praktische Notation, die von Chemikern verwendet wird, haben sehr wenig mit dem Bohr-Modell des Atoms zu tun. Sie erfassen eine Reihe von empirischen , qualitativen Regeln, die für die meisten Atome unter den meisten Bedingungen gelten und die zuerst entdeckt wurden:

1. Jedes Atom hat eine bestimmte Anzahl von "Valenzelektronen", die steuern, wie es sich mit anderen Atomen verbinden kann. Die Anzahl reicht normalerweise von null bis acht. Die Anzahl der Valenzelektronen, die ein isoliertes Atom ohne elektrische Ladung besitzt, wird durch das Element bestimmt, das es ist
2. Atome können eine andere Anzahl von Valenzelektronen haben als die Standardeinstellung für dieses Element, aber dann haben sie auch eine elektrische Ladung, und wir nennen sie "Ionen".
3. Chemische Verbindungen sind normalerweise am stabilsten, wenn man sagen kann, dass jedes Atom der Verbindung entweder null oder acht Valenzelektronen (oder in einem sehr wichtigen Sonderfall, nämlich Wasserstoff, zwei Valenzelektronen) aufweist
4. Atome können kombiniert werden, um Regel 3 auf zwei Arten zu erfüllen. Sie können Elektronen vollständig von einem zum anderen übertragen, Ionen bilden und dann durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten werden. Oder sie können Elektronenpaare zwischen zwei Atomen "teilen". In diesem Fall tragen beide Elektronen zur Valenzelektronenzahl von beiden Atomen bei und werden dann zusammengehalten ... nun, letztendlich wieder durch elektrostatische Anziehung , aber eine gezieltere Sorte, so dass wir sagen können, dass jedes Atom "kovalent an bestimmte andere Atome gebunden" ist; Dies ist bei Ionen nicht der Fall.
5. Durch Kombinieren der Regeln 1, 3 und 4 können Sie vorhersagen, wie viele kovalente Bindungen ein Atom eines bestimmten Elements bilden kann. Zum Beispiel hat Kohlenstoff vier Valenzelektronen in seinem ungeladenen, ungebundenen Zustand, von denen jedes mit einem anderen Atom geteilt werden kann, so dass er bis zu vier kovalente Bindungen eingehen kann. Chlor hat andererseits sieben Valenzelektronen, was bedeutet, dass es nur eine kovalente Bindung bilden kann (mehr und es würde zu viele Valenzelektronen haben). li>
6. Zwei Atome können mehr als ein Elektronenpaar teilen, was wir als "Doppelbindung" oder "Dreifachbindung" bezeichnen (vier sind sehr selten, fünf würden die Regel "normalerweise null bis acht" brechen - ich nicht werde unmöglich sagen, aber ich habe noch nie davon gehört); Diese Bindungen sind physikalisch stärker, aber auch reaktiver als Einfachbindungen
7. Wenn Sie eine Doppelbindung neben einer Einfachbindung haben und das Gesamtmolekül ausreichend symmetrisch ist, wird die zweite Bindung tatsächlich über alle drei Atome "delokalisiert". Dies kann entlang einer Kette alternierender Einfach- und Doppelbindungen geschehen und macht das Molekül manchmal besonders stabil (z. B. Benzol) oder ändert, welche chemischen Reaktionen das Molekül eingehen wird (z. B. Enole) ol>

   Das Bohr-Modell versucht nicht, das meiste davon vorherzusagen. es geht nur um isolierte Atome. Bohr hatte wahrscheinlich die Regeln 1, 2 und 3 im Sinn, als er sie entwickelte.

   Schrödingers Gleichung ist überhaupt kein Modell von Atomen, sondern das Quantenäquivalent von $ \ mathbf {F} = m \ mathbf {a} $; Um etwas damit vorherzusagen, muss man definieren, was die Kräfte sind. Das ist die Domäne der Atom- und Molekülorbitaltheorie, und die tatsächlichen quantitativen Hamiltonianer werden sehr schnell sehr chaotisch. Die Wiederherstellung der oben genannten Regeln für Systeme mit mehr als zwei Atomen war noch immer eine aktuelle Theorie, als ich beschloss, dass ich das nicht für meinen Lebensunterhalt tun wollte (zugegebenermaßen vor 15 Jahren).

Ich kann mich an den Kurs zur Einführung in die Quantenphysik erinnern, als wir das Bohr-Modell diskutierten. Die Begründung war folgende:

• Elektronen, die auf einer Kreisbahn um den Kern zirkulieren, haben eine Beschleunigung ungleich Null.
• Daher muss es Strahlung emittieren.
• Daher verliert es Energie. Daher muss es entweder "von irgendwoher einen Schlag bekommen" oder in immer tiefere Umlaufbahnniveaus fallen.
• Schließlich muss es in den Kern fallen.

Wir beobachten jedoch keinen solchen Orbitalzerfall und keine solche Strahlungsemission, sodass das Modell fehlerhaft ist.

Auf der anderen Seite ist Bohrs Modell leicht vorstellbar und es gibt schöne Parallelen zwischen "unserem großen Universum" und dem "winzigen Universum dort unten". Sobald Sie akzeptieren, dass die Elektronen streng definierten Trajektorien mit entsprechenden Energien folgen, ist es einfacher zu akzeptieren, dass sich die Elektronen irgendwo in einem locker definierten Volumen befinden und die Energien noch streng definiert sind. Damit. Wir führen das Wort "Orbital" ein, um "Orbit" zu ersetzen und zwischen dem Wahrscheinlichkeitsvolumen eines "Orbitals" und dem genauen Radius zu unterscheiden, der durch das Wort "Orbit" impliziert wird.

Lewis-Punktstrukturen basierten nicht auf dem Bohr-Modell.

Im Gegensatz dazu stellt Lewis bei der Einführung der Punktstrukturen in Das Atom und das Molekül ausdrücklich fest:

Bohr haben in seinem Elektron, das sich in einer festen Umlaufbahn bewegt, Systeme erfunden, die enthalten Elektronen, deren Bewegung keinen Einfluss auf äußere Ladungen hat. Dies steht nicht nur im Widerspruch zu den anerkannten Gesetzen der Elektromagnetik aber ich darf hinzufügen, ist für diesen Bewegungszustand logisch zu beanstanden was überhaupt keine physikalische Wirkung erzeugt, kann besser als Zustand bezeichnet werden der Ruhe.

...

Ich glaube, dass es einen Teil von Bohrs Theorie gibt, für den die Annahme der Orbitalelektronen sind nicht erforderlich, da sie direkt in die Begriffe von übersetzt werden können die vorliegende Theorie. Er erklärt die Spektralreihe von Wasserstoff unter der Annahme, dass an Das Elektron kann sich in einer Reihe von Bahnen, in denen sich die Geschwindigkeiten unterscheiden, frei bewegen durch Schritte, wobei diese Schritte einfach als ultimative Einheiten ausgedrückt werden (in seiner Theorie Plancks h ist eine solche Einheit), und diese Strahlung tritt auf, wenn das Elektron von dort kommt eine Umlaufgeschwindigkeit zur nächsten. Es scheint mir viel einfacher anzunehmen, dass ein Elektron kann im Atom in einem stabilen Gleichgewicht in einer Reihe von verschiedenen Positionen gehalten werden, jede von die mit bestimmten Einschränkungen einer bestimmten Frequenz des Elektrons entspricht, Die Intervalle zwischen den Einschränkungen in aufeinanderfolgenden Positionen sind einfach auszudrücken in Bezug auf ultimative rationale Einheiten

...

Die stabilste Bedingung für die Atomhülle ist die eine, in der eight-Elektronen an den Ecken eines Würfels

gehalten werden

So wurde beispielsweise zweiatomiges Jod von Lewis als zwei Würfel betrachtet, die sich eine Kante teilen.