Энергия ионизации - основная характеристика атома. Именно она определяет природу и прочность которые способен образовывать атом. Восстановительные свойства вещества (простого) также зависят от этой характеристики.

Понятие «энергия ионизации» иногда заменяют понятием «первый ионизационный потенциал» (I1), подразумевая под этим самую маленькую энергию, которая нужна для того, чтобы электрон удалился от свободного атома, когда тот находится в таком состоянии энергии, которое называется низшим.

В частности, для атома водорода так называют энергию, которая требуется для отрыва электрона от протона. Для атомов с несколькими электронами существует понятие второго, третьего и т.д. ионизационных потенциалов.

Энергия ионизации - это сумма, одним слагаемым которой является энергия электрона, а другим - системы.

В химии энергия атома водорода обозначается символом «Ea», а сумму потенциальной энергии системы и энергии электрона можно выразить формулой: Ea= E+T= -Z.e/2.R.

Из этого выражения видно, что стабильность системы напрямую связана с зарядом ядра и расстояния между ним и электроном. Чем меньше это расстояние, чем сильнее заряд ядра, тем сильнее они притягиваются, тем стабильнее и устойчивее система, тем большее количество энергии необходимо потратить на разрыв этой связи.

Очевидно, что по уровню потраченной для разрушения связи энергии можно сравнивать стабильность систем: чем больше энергия, тем стабильнее система.

Энергия ионизации атома - (сила, которая необходима для разрушения связей в атоме водорода) была рассчитана экспериментальным путем. Сегодня ее значение известно точно: 13,6 эВ (электронвольт). Позже ученые, также при помощи целой серии экспериментов, сумели рассчитать энергию, требующуюся для разрушения связи атом - электрон в системах, состоящих из единственного электрона и ядра с зарядом, в два раза превышающим заряд атома водорода. Экпериментальным путем установлено, что в таком случае требуется 54,4 электронвольт.

Известные законы электростатики гласят, что энергия ионизации, необходимой для того, чтобы разорвать связь между противоположенными зарядами (Z и е), при условии, что они расположены на расстоянии R, фиксируется (определяется) таким уравнением: T=Z.e/R.

Такая энергия пропорциональна величине зарядов и, соответственно, находится в обратной зависимости к расстоянию. Это вполне естественно: чем сильнее заряды, тем сильнее силы соединяющие их, тем мощнее усилие требуется приложить, чтобы разрушить связь между ними. Это же касается и расстояния: чем оно меньше, тем сильнее энергия ионизации, тем больше вил придется приложить для разрушения связи.

Это рассуждение объясняет, почему система атомов с сильным зарядом ядра стабильнее и нуждается в большей энергии для отрыва электрона.

Сразу возникает вопрос: "Если только вдвое сильнее, почему энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона, увеличивается не в два, а в четыре раза? Почему она равняется удвоенному заряду, взятому в квадрат(54,4/13,6=4)?".

Это противоречие объясняется довольно просто. Если заряды Z и е в системе находятся относительно во взаимном состоянии неподвижности, то энергия (Т) пропорциональна заряду Z, а увеличиваются они пропорционально.

Но в системе, где электрон с зарядом е делает обороты ядра с зарядом Z, а Z усиливается, пропорционально уменьшается радиус вращения R: электрон с большей силой притягивается к ядру.

Вывод очевиден. На энергию ионизации действует заряд ядра, расстояние (по радиусу) от ядра до высшей точки зарядовой плотности внешнего электрона; сила отталкивания между наружными электронами и мера проникающей способности электрона.

Важным энергетическим параметром для изучения химических процессов является энергия ионизации атома. Применительно к атому водорода это энергия, которую необходимо затратить, для того чтобы оторвать электрон от протона.

Она равна сумме потенциальной энергии системы и кинетической энергии электрона.

E a = E+T= -Z . e/2 . R, (2.7)

где E a -энергия атома водорода.

Из формулы (2.7) следует, что уменьшение расстояния между электроном и ядром и увеличение заряда ядра означают увеличение силы притяжения электрона к ядру. То есть, потребуется больше энергии для отрыва электрона от ядра. Чем больше энергии требуется для разрыва этой связи, тем более стабильна система.

Следовательно, если разрушение связи (отделение электрона от ядра) в одной системе требует больше энергии, чем в другой, то первая система более стабильна.

Энергия ионизации атома - та энергия, что требуется для разрыва связей в атоме водорода, была определена экспериментально . Она равна 13,6 эВ (электронвольт). Также экспериментально была определена энергия, необходимая для отрыва электрона от ядра в атоме, состоящем из одного электрона и ядра, заряд которого в два раза больше, заряда ядра атома водорода. В этом случае необходимо затратить в четыре раза больше энергии (54,4 эВ).

Как известно из электростатики, энергия (Т ), необходимая для разрыва связи между противоположенными зарядами (Z и е ), находящимися друг от друга на расстоянии R , определяется равенством

Она пропорциональна величине зарядов и обратно пропорциональна расстоянию между ними. Такая корреляция вполне понятна: чем больше заряды, тем сильнее их притяжение друг к другу, следовательно, больше энергии требуется для разрыва связи между ними. И чем меньше расстояние между ними, тем больше энергии придется затратить на разрушение связи. Благодаря этому становится понятным, почему атомная система, где заряд ядра в два раза больше, чем заряд ядра в атоме водорода, более стабильна и требует больше энергии для отрыва электрона.

СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ частицы (молекулы, атома, иона), миним. энергия А, необходимая для удаления электрона из соответствующего отрицат. иона на бесконечность. Для частицы X С. к э. относится к процессу:

С. к э. равно энергии ионизации E отрицат. иона X - (первому потенциалу ионизации U 1 , измеряется в эВ). По аналогии с потенциалом ионизации различают первое и второе С. к э., а также вертикальное и адиабатическое С. к э. многоатомной частицы. Термрдинамич. определение С. к э.-стандартная энтальпия р-ции (1) при абс. нуле температуры:

АN А (N А ~постоянная Авогадро).

Надежных эксперим. данных по С. к э. атомов и молекул до сер. 60-х гг. 20 в. практически не существовало. В настоящее время использование равновесных методов получения и исследования отрицат. ионов позволило получить первые С. к э. для большинства элементов периодич. системы и неск. сотен орг. и неорг. молекул. Наиб. перспективные методы определения С. к э.-фотоэлектронная спектроскопия (точность + 0,01 эВ) и масс-спектрометрич. исследование равновесий ионно-молекулярных реакций. Квантовомех. расчеты С. к э. аналогичны расчетам потенциалов ионизации. Наилучшая точность для многоатомных молекул составляет 0,05-0,1 эВ.

Наибольшим С. к э. обладают атомы галогенов. Для ряда элементов С. к э. близко к нулю или меньше нуля. Последнее означает, что для данного элемента устойчивого отрицат. иона не существует. В табл. 1 приведены значения С. к э. атомов, полученные методом фотоэлектронной спектроскопии (работы У. Лайнебергера с сотрудниками).

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ , величина, характеризующая способность атома к поляризации ковалентных связей. Если в двухатомной молекуле А - В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным, чем А.
Л. Полинг предложил (1932) для количеств. характеристики электроотрицательности использовать термохим. данные об энергии связей А-А, В - В и А - В - соотв. Е АА, Е вв и Е АВ. Энергия гипотетической чисто ковалентной связи А - В (Е ков) принимается равной среднеарифметич. или среднегеометрич. значению величин E AA и Е ВВ. Если электроотрицательности атомов А и В различны, то связь А - В перестает быть чисто ковалентной и энергия связи Е АВ станет больше Е ков на величину

Чем больше различие электроотрицательностей атомов А и В, тем больше величина Используя эмпирич. ф-лу (множитель 0,208 возникает при переводе значений энергии из ккал/моль в эВ) и принимая для атома водорода произвольное значение электроотрицательности равное 2,1, Полинг получил удобную шкалу относит. числовых значений электроотрицательности, часть к-рых приведена в табл. Наиб. электроотрицателен самый легкий из галогенов - F, наименее - тяжелые щелочные металлы.
Для количеств. описания электроотрицательности, помимо термохим. данных, используют также данные о геометрии молекул (напр., метод Сандерсона), спектральные характеристики (напр., метод Горди).

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ , эффективные характеристики атомов, позволяющие приближенно оценивать межатомное (межъядерное) расстояние в молекулах и кристаллах. Согласно представлениям квантовой механики, атомы не имеют четких границ, однако вероятность найти электрон, связанный с данным ядром, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают нек-рый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (90-98%). Атомные радиусы - величины очень малые, порядка 0,1 нм, однако даже небольшие различия в их размерах могут сказываться на структуре построенных из них кристаллов, равновесной конфигурации молекул и т.п. Опытные данные показывают, что во мн. случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами действительно примерно равно сумме соответствующих атомных радиусов (т. наз. принцип аддитивности атомных радиусов). В зависимости от типа связи между атомами различают металлич., ионные, ковалентные и ван-дер-ваальсовы атомные радиусы.

Металлич. радиус равен половине кратчайшего расстояния между атомами в кристаллич. структуре металла. Его значение зависит от координац. числа К (числа ближайших соседей атома в структуре). Чаще всего встречаются структуры металлов с К = 12. Если принять значение атомных радиусов в таких кристаллах за 1, то атомные радиусы металлов с К, равными 8, 6 и 4, составят соотв. 0,98, 0,96 и 0,88. Близость значений атомных радиусов разл. металлов - необходимое (хотя и недостаточное) условие того, что эти металлы образуют твердые р-ры замещения. Так, жидкие К и Li (радиусы 0,236 и 0,155 нм соотв.) обычно не смешиваются, а К с Rb и Cs образуют непрерывный ряд твердых р-ров (радиусы Rb и Cs-соотв. 0,248 и 0,268 нм). Аддитивность металлич. атомных радиусов позволяет с умеренной точностью предсказывать параметры кристаллич. решеток интерметаллич. соединений.

Ионные радиусы используют для приближенных оценок кратчайших межъядерных расстояний в ионных кристаллах, предполагая, что эти расстояния равны сумме соответствующих ионных радиусов атомов. Существует неск. систем значений ионных радиусов, отличающихся для индивидуальных ионов, но приводящих к примерно одинаковым межъядерным расстояниям в ионных кристаллах. Впервые ионные радиусы были определены в 20-х гг. 20 в. В. М. Гольдшмидтом, опиравшимся на рефрактометрич. значения радиусов F - и О 2- , равных соотв. 0,133 и 0,132 нм. В системе Л. Полинга за основу принято значение радиуса иона О 2- , равное 0,140 нм, в распространенной системе Н. В. Белова и Г. Б. Бокия радиус этого же иона принят равным 0,136 нм, в системе К. Шеннона -0,121 нм (К = 2).

Ковалентный радиус равен половине длины одинарной хим. связи X-X, где Х - атом неметалла. Для галогенов ковалентный атомный радиус - это половина межъядерного расстояния в молекуле Х 2 , для S и Se- в Х 8 , для С-в кристалле алмаза. Ковалентные радиусы F, Cl, Br, I, S, Se и С равны соотв. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 и 0,077 нм. Ковалентный радиус водорода принимают равным 0,030 нм, хотя половина длины связи Н-Н в молекуле Н 2 равна 0,037 нм. Пользуясь правилом аддитивности атомных радиусов, предсказывают длины связей в многоатомных молекулах. Напр., длины связей С-Н, С-F и С-С1 должны составлять 0,107, 0,141 и 0,176 нм соотв., и они действительно примерно равны указанным значениям во мн. орг. молекулах, не содержащих кратных углерод-углеродных связей; в противном случае соответствующие межъядерные расстояния уменьшаются.

Ван-дер-ваальсовы радиусы определяют эффективные размеры атомов благородных газов. Считают также, что эти радиусы равны половине межъядерного расстояния между ближайшими одинаковыми атомами, не связанными между собой хим. связью, т.е. принадлежащими разным молекулам, напр. в молекулярных кристаллах. Значения ван-дер-ваальсовых радиусов находят, пользуясь принципом аддитивности атомных радиусов, из кратчайших контактов соседних молекул в кристаллах. В среднем они на ~ 0,08 нм больше ковалентных радиусов. Знание ван-дер-ваальсовых радиусов позволяет определять конформацию молекул и их упаковку в молекулярных кристаллах. Энергетически выгодными обычно бывают такие конформации молекул, в к-рых перекрывание ван-дер-ваалъсовых радиусов валентно не связанных атомов невелико. Ван-дер-ваальсовы сферы валентно связанных атомов в пределах одной молекулы перекрываются. Внеш. контур перекрывающихся сфер определяет форму молекулы. Молекулярные кристаллы подчиняются принципу плотной упаковки, согласно к-рому молекулы, моделируемые своим "ван-дер-ваальсовым окаймлением", располагаются т. обр., что "выступы" одной молекулы входят во "впадины" другой. Пользуясь этими представлениями, можно интерпретировать кристаллографич. данные, а в ряде случаев и предсказывать структуру молекулярных кристаллов.

Билет 6.

Химическая связь.

Образование из атомов молекул, молекулярных ионов, ионов, кристаллических, аморфных и других веществ сопровождается уменьшением энергии по сравнению с невзаимодействующими атомами. При этом минимальной энергии соответствует определенное расположение атомов друг относительно друга, которому отвечает существенное перераспределение электронной плотности. Силы, удерживающие атомы в новых образованиях, получили обобщенное название ╚химическая связь╩. Важнейшие виды химической связи: ионная, ковалентная, металлическая, водородная, межмолекулярная.

Согласно электронной теории валентности, химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа (октет) за счет образования ионов (В. Коссель) или образования общих электронных пар (Г. Льюис).

Химическая связь характеризуется энергией и длиной. Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (E св). Так, на разрыв связи H√H затрачивается 435 кДжмоль √1 , а на атомизацию метана CH 4 √ 1648 кДжмоль √1 , в этом случае E C√H = 1648: 4 = 412 кДж. Длина связи (нм) √ расстояние между ядрами в том или ином соединении. Обычно длина связи и ее энергия антибатны: чем больше длина связи, тем меньше ее энергия.

Химическая связь обычно изображается черточками, соединяющими взаимодействующие атомы; каждая черта эквивалентна обобщенной паре электронов. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент м, равный произведению элементарного заряда на длину диполя *) м = e l. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

*) Диполь √ система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга. Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Клм) или в дебаях (D); 1D = 0,33310 √29 Клм.

Все эти факторы следует учитывать. Например, для линейной молекулы CO 2 м = 0, но для SO 2 м = 1,79 D вследствие ее углового строения. Дипольные моменты NF 3 и NH 3 при одинаковой гибридизации атома азота (sp 3), примерно одинаковой полярности связей N√F и N√H (ОЭО N = 3; ОЭО F = 4; ОЭО H = 2,1) и сходной геометрии молекул существенно различаются, поскольку дипольный момент неподеленной пары электронов азота при векторном сложении в случае NH 3 увеличивает м молекулы, а в случае NF 3 уменьшает его.

Энергией ионизации (Е ион) называется энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион .

Экспериментально ионизацию атомов проводят в электрическом поле, измеряя разность потенциалов, при которой происходит ионизация. Эта разность потенциалов называется ионизационным потенциалом (J). Единицей измерения ионизационного потенциала является эВ/атом, а энергии ионизации – кДж/моль; переход от одной величины к другой осуществляется по соотношению:

Е ион = 96,5·J

Отрыв от атома первого электрона характеризуется первым ионизационным потенциалом (J 1), второго – вторым (J 2) и т.д. Последовательные потенциалы ионизации возрастают (табл. 1), так как каждый следующий электрон необходимо отрывать от иона с возрастающим на единицу положительным зарядом. Из табл. 1 видно, что у лития резкое увеличение ионизационного потенциала наблюдается для J 2 , у бериллия – для J 3 , у бора – для J 4 и т.д. Резкое увеличение J происходит тогда, когда заканчивается отрыв внешних электронов и следующий электрон находится на предвнешнем энергетическом уровне.

Т а б л и ц а 1

Потенциалы ионизации атомов (эВ/атом) элементов второго периода

Элемент	J 1	J 2	J 3	J 4	J 5	J 6	J 7	J 8
Литий	5,39	75,6	122,4	–	–	–	–	–
Бериллий	9,32	18,2	158,3	217,7	–	–	–	–
Бор	8,30	25,1	37,9	259,3	340,1	–	–	–
Углерод	11,26	24,4	47,9	64,5	392,0	489,8	–	–
Азот	14,53	29,6	47,5	77,4	97,9	551,9	666,8	–
Кислород	13,60	35,1	54,9	77,4	113,9	138,1	739,1	871,1
Фтор	17,40	35,0	62,7	87,2	114,2	157,1	185,1	953,6
Неон	21,60	41,1	63,0	97,0	126,3	157,9

Ионизационный потенциал является показателем «металличности» элемента: чем он меньше, тем легче отрывается электрон от атома и тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. Для элементов, с которых начинаются периоды (литий, натрий, калий и др.), первый ионизационный потенциал равен 4–5 эВ/атом, и эти элементы являются типичными металлами. У других металлов значения J 1 больше, но не более 10 эВ/атом, а у неметаллов обычно больше 10 эВ/атом: у азота 14,53 эВ/атом, кислорода 13,60 эВ/атом и т.д.

Первые ионизационные потенциалы в периодах увеличиваются, а в группах уменьшаются (рис. 14), что свидетельствует об увеличении неметаллических свойств в периодах и металлических в группах. Поэтому неметаллы находятся в правой верхней части, а металлы – в левой нижней части периодической системы. Граница между металлами и неметаллами «размыта», т.к. большинство элементов обладают амфотерными (двойственными) свойствами. Тем не менее, такую условную границу можно провести, она показана в длинной (18-клеточной) форме периодической системы, которая имеется здесь в аудитории и в справочнике.

Рис. 14. Зависимость ионизационного потенциала

от атомного номера элементов первого – пятого периодов.

Пример 10 . Ионизационный потенциал натрия равен 5,14 эВ/атом, а углерода 11,26 эВ/атом. Чему равна их энергия ионизации?

Решение. 1) Е ион (Na) = 5,14·96,5 = 496,0 кДж/моль

2) Е ион (С) = 11,26·96,5 = 1086,6 кДж/моль

Глава 2. Теория пробоя Таунсенда

2.1. Первый коэффициент Таунсенда

2.2. Прилипание электронов к атомам и молекулам. Отрыв электронов от отрицательных ионов

2.3. Второй коэффициент Таунсенда

2.4. Электронная лавина

2.5. Условие самостоятельности разряда. Закон Пашена

2.6. Отступления от закона Пашена

2.7. Время разряда

Глава 3. Пробой газа в различных частотных диапазонах

3.1. СВЧ-пробой

3.2. ВЧ-пробой

3.3. Оптический пробой

Глава 4. Искровой разряд в газах

4.1. Наблюдения за развитием разряда в ионизационной камере

4.2. Схемы развития лавинно-стримерных процессов

4.3. Граница таунсендовского и стримерного разрядов

4.4. Пробой газов в наносекундном диапазоне времени

4.5. Длинная искра, разряд в виде молнии

4.6. Главный разряд

Глава 5. Самостоятельные разряды в газах

5.1. Тихий разряд

5.2. Тлеющий разряд

5.3. Дуговой разряд

5.4. Коронный разряд

5.5. Разряд по поверхности твердого диэлектрика

5.6. Зависимость пробивного напряжения газа от межэлектродного расстояния

Список литературы к разделу «Пробой газов»

Часть II. ПРОБОЙ ТВЕРДЫХ ДИЭЛЕКТРИКОВ

Глава 1. Тепловой пробой твердых диэлектриков

1.1. Теория теплового пробоя Вагнера

1.2. Другие теории теплового пробоя

Глава. 2. Классические теории электрического пробоя

2.1. Теория Роговского. Разрыв ионной кристаллической решетки

2.2. Разрыв твердого диэлектрика по микротрещине. Теория Горовица

2.3. Теория А. Ф. Иоффе

2.4. Теория А.А. Смурова. Теория электростатической ионизации

Глава 3. Квантово-механические теории электрического пробоя неударным механизмом

3.1. Теория Зинера. Теория безэлектродного пробоя

3.2. Теория Фаулера. Пробой электродного происхождения

3.3. Теория Я.И. Френкеля. Теория термической ионизации

Глава 4. Теории пробоя твердых диэлектриков вследствие ударной ионизации электронами

4.1. Теории Хиппеля и Фрелиха

4.2. Теории пробоя, основанные на решении кинетического уравнения. Теория Чуенкова

4.3. Некоторые замечания по теориям пробоя, основанных на рассмотрении механизма ударной ионизации электронами

Глава 5. Экспериментальные данные, укладывающиеся в представления о пробое твердых диэлектриков ударной ионизацией электронами

5.1. Стадии пробоя твердых диэлектриков

5.2. Развитие разряда в однородном и неоднородном полях в твердых диэлектриках

5.3. Эффект полярности при пробое в неоднородном электрическом поле

5.4. Влияние материала электродов на пробой твердых диэлектриков

5.5. Зависимость времени разряда от толщины диэлектрика. Формирование многолавинно-стримерного механизма разряда

Глава 6. Процессы, наблюдаемые в диэлектриках в области сверхсильных электрических полей

6.1. Электрическое упрочнение

6.2. Электронные токи в микронных слоях ЩГК в сильных электрических полях

6.3. Свечение в микронных слоях ЩГК

6.4. Дислокации и трещины в ЩГК перед пробоем

Глава 7. Другие теории пробоя твердых диэлектриков

7.2. Энергетический анализ электрической прочности твердых диэлектриков по теории Ю.Н. Вершинина

7.4. Термофлуктуационная теория разрушения твердых диэлектриков электрическим полем В.С. Дмитревского

7.5. Особенности пробоя полимерных диэлектриков. Теория электрического пробоя Артбауэра

7.6. Теория электромеханического пробоя Старка и Гартона

Глава 8. Некоторые особенности и закономерности электрического пробоя твердых диэлектриков

8.1. Статистический характер пробоя твердых диэлектриков

8.2. Минимальное пробивное напряжение

8.3. Неполный пробой и последовательный пробой

8.4. Кристаллографические эффекты при пробое кристаллов

8.5. Зависимость электрической прочности от температуры

8.6. Зависимость электрической прочности от времени воздействия напряжения

8.7. Пробой диэлектрических пленок

8.8. Формованные системы металл–диэлектрик–металл (МДМ)

8.9. Заключение по механизму электрического пробоя твердых диэлектриков

Глава 9. Электрохимический пробой

9.1. Электрическое старение органической изоляции

9.2. Кратковременное пробивное напряжение

9.3. Старение бумажной изоляции

9.4. Старение неорганических диэлектриков

Список литературы к разделу «Пробой твердых диэлектриков»

Часть III. ПРОБОЙ ЖИДКИХ ДИЭЛЕКТРИКОВ

Глава 1. Пробой жидкостей высокой степени очистки

1.1. Проводимость жидких диэлектриков

1.2. Пробой жидкостей вследствие ударной ионизации электронами

1.3. Пробой жидкостей неударным механизмом

Глава 2. Пробой жидких диэлектриков технической очистки

2.1. Влияние влаги

2.2. Влияние механических загрязнений

2.3. Влияние газовых пузырьков

2.4. Теории теплового пробоя жидких диэлектриков

2.5. Вольтолизационная теория пробоя жидких диэлектриков

2.6. Влияние формы и размеров электродов, их материала, состояния поверхности и расстояния между ними на пробой жидкостей

2.7. Развитие разряда и импульсный пробой в жидкостях

2.8. Влияние ультразвука на электрическую прочность

2.9. Внедрение разряда в твердый диэлектрик, погруженный в изолирующую жидкость

Список литературы к разделу «Пробой жидких диэлектриков»

ОГЛАВЛЕНИЕ

Практическое значение этого соотношения заключается в том, что, зная μ , которое сравнительно легко измерить, можно определить D ,

которое определить непосредственно довольно трудно.

Амбиполярная диффузия

В плазме газового разряда диффундируют как электроны, так и ионы. Процесс диффузии представляется следующим. Электроны, обладающие большей подвижностью, быстрее диффундируют, чем ионы. За счет этого создается электрическое поле между электронами и отставшими положительными ионами. Это поле тормозит дальнейшую диффузию электронов, и наоборот – ускоряет диффузию ионов. Когда ионы подтянутся к электронам, указанное электрическое поле ослабевает, и электроны вновь отрываются от ионов. Этот процесс протекает непрерывно. Такая диффузия получила название амбиполярной диффузии, коэффициент которой

D амб =		D e μ и + D иμ e
		μ e + μ и
где D e ,D и	– коэффициенты диффузии электронов и ионов; μ е , μ и –
подвижность электронов и ионов.
Так как D e >> D и и μ е >> μ и , то оказывается, что				D иμ е≈ D e μ и ,

поэтому D амб ≈ 2D и . Такая диффузия имеет место, например, в положительном столбе тлеющего разряда.

1.6. Возбуждение и ионизация атомов и молекул

Известно, что атом состоит из положительного иона и электронов, число которых определяется номером элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Электроны в атоме находятся на определенных энергетических уровнях. Если электрон получает извне некоторую энергию, он переходит на более высокий уровень, который называется уровнем возбуждения .

Обычно электрон находится на уровне возбуждения непродолжительное время, порядка 10-8 с. При получении электроном значительной энергии он удаляется от ядра на столь большое расстояние, что может потерять с ним связь и становится свободным. Наименее связанными с ядром являются валентные электроны, которые находятся на более высоких энергетических уровнях и поэтому легче отрываются от атома. Процесс отрыва электрона от атома называется ионизацией.

На рис. 1.3 показана энергетическая картина валентного электрона в атоме. Здесь W o – основной уровень электрона, W мст – метастабиль-

ный уровень, W 1 ,W 2 – уровни возбуждения (первый, второй и т.д.).

Часть I. Глава 1. Электронные и ионные процессы в газовом разряде

Рис. 1.3. Энергетическая картина электрона в атоме

W ′ = 0 – это состояние, когда электрон теряет связь с атомом. Величина W и = W ′ − W o являет-

ся энергией ионизации. Значения указанных уровней для некоторых газов приведены в табл. 1.3 .

Метастабильный уровень характеризуется тем, что на него и с него переходы электрона запрещены. Этот уровень заполняется так называемым обменным взаимодействием, когда электрон извне садится на уровень W мст , а избыточный

электрон покидает атом. Метастабильные уровни играют важную роль в процессах, протекающих в газоразрядной плазме, т.к. на нормальном уровне возбуждения электрон находится в течение 10-8 с, а на метастабильном уровне – 10-2 ÷ 10-3 с.

Таблица 1.3

Энергия, эВ									CО2
W мст

Процесс возбуждения атомных частиц определяет и ионизацию посредством так называемого явления диффузии резонансного излучения. Это явление заключается в том, что возбужденный атом, переходя в нормальное состояние, испускает квант света, который возбуждает следующий атом, и так далее. Область диффузии резонансного излучения определяется длиной свободного пробега фотона λ ν , которая зави-

сит от плотности атомных частиц n . Так, при n= 1016 см-3 λ ν =10-2 ÷ 1

см. Явление диффузии резонансного излучения также определяется наличием метастабильных уровней.

Ступенчатая ионизация может происходить по разным схемам: а) первый электрон или фотон производит возбуждение нейтраль-

ной частицы, а второй электрон или фотон сообщает валентному электрону добавочную энергию, вызывая ионизацию этой нейтральной частицы;

Часть I. Глава 1. Электронные и ионные процессы в газовом разряде

денного атома, и в этот момент возбужденный атом переходит в нормальное состояние и излучает квант света, который увеличивает энер-

в) наконец, два возбужденных атома оказываются вблизи друг друга. При этом один из них переходит в нормальное состояние и испускает квант света, который ионизирует второй атом.

Следует отметить, что ступенчатая ионизация становится эффективной, когда концентрация быстрых электронов (с энергией, близкой

к W и ), фотонов и возбужденных атомов достаточно велика. Это име-

ет место, когда ионизация становится достаточно интенсивной. В свою очередь, падающие на атомы и молекулы фотоны также могут производить возбуждение и ионизацию (прямую или ступенчатую). Источником фотонов в газовом разряде является излучение электронной лавины.

1.6.1. Возбуждение и ионизация молекул

Для молекулярных газов необходимо учитывать возможность возбуждения самих молекул, которые в отличие от атомов совершают вращательные и колебательные движения . Эти движения также квантуются. Энергия скачка при вращательном движении составляет 10-3÷ 10-1 эВ, а при колебательном движении – 10-2 ÷ 1 эВ.

При упругом соударении электрона с атомом электрон теряет не-

значительную часть своей энергии	W = 2				≈ 10	− 4 W . При соуда-

рении электрона с молекулой электрон возбуждает вращательное и колебательное движение молекул. В последнем случае электрон теряет особенно значительную энергию до 10-1 ÷ 1 эВ. Поэтому возбуждение колебательных движений молекул является эффективным механизмом отбора энергии от электрона. При наличии такого механизма ускорение электрона затрудняется, и требуется более сильное поле для того, чтобы электрон мог набрать энергию, достаточную для ионизации. Поэтому для пробоя молекулярного газа требуется более высокое напряжение, чем для пробоя атомарного (инертного) газа при равном межэлектродном расстоянии и равном давлении. Это демонстрируют данные табл. 1.4, где проведено сравнение величин λ t ,S t и U пр атом-

ных и молекулярных газов при атмосферном давлении и d = 1.3 см.

Часть I. Глава 1. Электронные и ионные процессы в газовом разряде

									Таблица 1.4
	Характеристика				Наименование газа
S t 10 − 16 , см2
U пр , кВ

Из табл. 1.4 видно, что хотя транспортные сечения S t для молеку-

лярных газов и аргона соизмеримы, однако пробивное напряжение аргона существенно ниже.

1.7. Термическая ионизация

При высоких температурах может происходить ионизация газа за счет повышения кинетической энергии атомных частиц, называемая термической ионизацией. Так, для паров Na, K, Cs термическая ионизация значительна при температуре в несколько тысяч градусов, а для воздуха при температуре порядка 104 град . Вероятность термической ионизации растет с повышением температуры и уменьшением потенциала ионизации атомов (молекул). При обычных температурах термическая ионизация незначительна и практически может оказать влияние только при развитии дугового разряда.

Однако следует отметить, что еще в 1951 г. Хорнбеком и Молнаром было обнаружено, что при пропускании моноэнергетических электронов через холодные инертные газы происходит образование ионов при энергии электронов, достаточных только для возбуждения, но не для ионизации атомов. Этот процесс был назван ассоциативной ионизацией.

Ассоциативная ионизация иногда играет важную роль при распространении волн ионизации и искровых разрядов в местах, где электронов еще очень мало. Возбужденные атомы образуются там в результате поглощения квантов света, выходящих из уже ионизированных областей. В умеренно нагретом воздухе, при температурах 4000÷ 8000 К, молекулы в достаточной степени диссоциированы, но электронов еще слишком мало для развития лавины. Основным механизмом ионизации при этом является реакция, в которой участвуют невозбужденные атомы N и О .

Ассоциативная ионизация протекает по следующей схеме N + O + 2. 8 эВ ↔ NO + + q . Недостающая энергия 2.8 эВ черпается за счет кинетической энергии относительного движения атомов.

ИОНИЗАЦИЯ - превращение атомов и молекул в ионы. Степень ионизации - отношение числа ионов к числу нейтральных частиц в единице объема. Большой энциклопедический словарь

ионизация - -и, ж. физ. Образование ионов и свободных электронов из электрически нейтральных атомов и молекул. Малый академический словарь

ионизация - ионизация ж. Превращение атомов и молекул в ионы; насыщенность ионами. Толковый словарь Ефремовой

Ионизация - Образование положительных и отрицательных ионов (См. Ионы) и свободных электронов из электрически нейтральных атомов и молекул. Термином «И.» обозначают как элементарный акт (И. атома, молекулы), так и совокупность множества таких актов (И. Большая советская энциклопедия

Ионизация - См. Электролитическая диссоциация. Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона

ионизация - Ион/из/а́ци/я [й/а]. Морфемно-орфографический словарь

ионизация - Физ. образование ионов; и. происходит под влиянием химических процессов, освещения газов ультрафиолетовыми или рентгеновскими лучами, под действием радиоактивных веществ, высоких температур, ударов быстрых электронов и ионов и других причин Большой словарь иностранных слов

ионизация - Ионизация, ионизации, ионизации, ионизаций, ионизации, ионизациям, ионизацию, ионизации, ионизацией, ионизациею, ионизациями, ионизации, ионизациях Грамматический словарь Зализняка

ионизация - ИОНИЗ’АЦИЯ, ионизации, мн. нет, ·жен. 1. Образование или возбуждение ионов в какой-нибудь среде (физ.). Ионизация газов. 2. Введение в организм лекарственных веществ посредством ионов, возбуждаемых электрическим током в этих веществах (мед.). Ионизация носоглотки. Толковый словарь Ушакова

ионизация - ИОНИЗАЦИЯ, и, ж. (спец.). Образование ионов в какой-н. среде. И. газов. | прил. ионизационный, ая, ое. Толковый словарь Ожегова

ионизация - орф. ионизация, -и Орфографический словарь Лопатина

Ионизация - Образование положительных и отрицательных ионов и свободных электронов из электрически нейтральных атомов и молекул; процессы И. и рекомбинации ионов в нейтральные молекулы сбалансированы в организме так... Медицинская энциклопедия

ИОНИЗАЦИЯ - ИОНИЗАЦИЯ, процесс превращения нейтральных атомов или молекул в ионы. Положительные ионы могут образовываться в результате сообщения энергии отсоединенным от атома ЭЛЕКТРОНАМ, например, во время рентгеновского... Научно-технический словарь

ионизация - ИОНИЗАЦИЯ -и; ж. Физ. Образование ионов и свободных электронов из электрически нейтральных атомов и молекул. И. газа. Причины ионизации. Степень ионизации. ◁ Ионизационный, -ая, -ое. И-ые процессы. Толковый словарь Кузнецова

ионизация - сущ., кол-во синонимов: 7 автоионизация 1 аэроионизация 1 гидроаэроионизация 1 самоионизация 2 термоионизация 1 фотоионизация 1 фотолиз 4 Словарь синонимов русского языка

ионизация - Процесс, в котором электроны отрываются от атома или молекулы при столкновениях между частицами или в результате поглощения фотона. Возникающие при потере электронов заряженные частицы представляют собой положительные ионы. Большой астрономический словарь

ионизация - ИОНИЗАЦИЯ и, ж. ionisation <�гр. физ. Превращение нейтральных атомов или молекул в ионы. Ионизационный ая, ое. Крысин 1998. Уш. 1934: ионизация. Словарь галлицизмов русского языка