İonlaşma nəticəsində atomlar əmələ gəlir. Güclü elektrik sahələrində atomların ionlaşması. Digər lüğətlərdə "ionlaşma"nın nə olduğuna baxın
İonlaşma enerjisi atomun əsas xüsusiyyətidir. Atomun əmələ gətirə biləcəyi təbiəti və gücünü müəyyən edən budur. (Sadə) maddənin azaldıcı xüsusiyyətləri də bu xüsusiyyətdən asılıdır.
"İonlaşma enerjisi" anlayışı bəzən "ilk ionlaşma potensialı" (I1) anlayışı ilə əvəz olunur, bu da elektronun sərbəst atomdan uzaqlaşması üçün lazım olan ən kiçik enerjini ifadə edir. ən aşağı.
Xüsusilə, bir hidrogen atomu üçün bu, bir elektronu protondan çıxarmaq üçün lazım olan enerjiyə verilən addır. Bir neçə elektronu olan atomlar üçün ikinci, üçüncü və s. anlayışı var. ionlaşma potensialları.
İonlaşma enerjisi cəmidir, onun bir şərti elektronun enerjisi, digəri isə sistemin enerjisidir.
Kimyada hidrogen atomunun enerjisi “Ea” simvolu ilə işarələnir və sistemin potensial enerjisi ilə elektronun enerjisinin cəmini aşağıdakı düsturla ifadə etmək olar: Ea= E+T= -Z.e/. 2.R.
Bu ifadədən aydın olur ki, sistemin dayanıqlığı birbaşa nüvənin yükü və onunla elektron arasındakı məsafə ilə bağlıdır. Bu məsafə nə qədər kiçik olarsa, nüvənin yükü nə qədər güclü olarsa, onlar nə qədər güclü cəzb edərsə, sistem nə qədər sabit və dayanıqlıdırsa, bu əlaqəni qırmaq üçün bir o qədər çox enerji sərf edilməlidir.
Aydındır ki, sistemlərin sabitliyini əlaqəni məhv etmək üçün sərf olunan enerji səviyyəsi ilə müqayisə etmək olar: enerji nə qədər çox olarsa, sistem daha sabitdir.
Atomun ionlaşma enerjisi (hidrogen atomunda əlaqələri qırmaq üçün tələb olunan qüvvə) eksperimental olaraq hesablanmışdır. Bu gün onun dəyəri dəqiq məlumdur: 13,6 eV (elektronvolt). Daha sonra elm adamları da bir sıra təcrübələr vasitəsilə tək elektron və hidrogen atomundan iki dəfə yüklü nüvədən ibarət sistemlərdə atom-elektron bağını qırmaq üçün lazım olan enerjini hesablaya bildilər. Eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir ki, bu halda 54,4 elektron volt lazımdır.
Elektrostatikanın məşhur qanunlarında əks yüklər (Z və e) arasındakı əlaqəni qırmaq üçün tələb olunan ionlaşma enerjisinin R məsafəsində yerləşməsi şərti ilə aşağıdakı tənliklə sabit (müəyyən) edildiyi göstərilir: T=Z.e/ R.
Bu enerji yüklərin böyüklüyü ilə mütənasibdir və müvafiq olaraq məsafə ilə tərs bağlıdır. Bu tamamilə təbiidir: yüklər nə qədər güclü olarsa, onları birləşdirən qüvvələr nə qədər güclü olarsa, aralarındakı əlaqəni pozmaq üçün bir o qədər güclü qüvvə tələb olunur. Eyni şey məsafəyə də aiddir: nə qədər kiçik olsa, ionlaşma enerjisi nə qədər güclü olarsa, əlaqəni məhv etmək üçün bir o qədər çox güc tətbiq edilməlidir.
Bu mülahizə güclü nüvə yüklü atomlar sisteminin niyə daha sabit olduğunu və elektronu çıxarmaq üçün daha çox enerji tələb etdiyini izah edir.
Dərhal sual yaranır: "Əgər iki dəfə güclüdürsə, bir elektronu çıxarmaq üçün tələb olunan ionlaşma enerjisi niyə iki deyil, dörd dəfə artır? Niyə iki dəfə yükün kvadratına bərabərdir (54,4/13,6 = 4)?".
Bu ziddiyyət olduqca sadə izah edilə bilər. Əgər sistemdə Z və e yükləri nisbətən qarşılıqlı hərəkətsizlik vəziyyətindədirsə, onda enerji (T) Z yükü ilə mütənasibdir və onlar mütənasib olaraq artır.
Lakin e yüklü elektronun Z yüklü nüvə ətrafında fırlandığı və Z artdığı sistemdə fırlanma radiusu R mütənasib olaraq azalır: elektron nüvəyə daha böyük qüvvə ilə cəlb olunur.
Nəticə göz qabağındadır. İonlaşma enerjisinə nüvənin yükü, nüvədən xarici elektronun yük sıxlığının ən yüksək nöqtəsinə qədər olan məsafə (radial) təsir göstərir; xarici elektronlar arasındakı itələmə qüvvəsi və elektronun nüfuzetmə gücünün ölçüsü.
Kimyəvi prosesləri öyrənmək üçün vacib enerji parametri atomun ionlaşma enerjisidir. Hidrogen atomu vəziyyətində bu, bir elektronu protondan çıxarmaq üçün sərf edilməli olan enerjidir.
Sistemin potensial enerjisi ilə elektronun kinetik enerjisinin cəminə bərabərdir.
E a = E+T= -Z . e/2. R, (2.7)
burada E a hidrogen atomunun enerjisidir.
(2.7) düsturundan belə nəticə çıxır ki, elektronla nüvə arasındakı məsafənin azalması və nüvənin yükünün artması elektronun nüvəyə cazibə qüvvəsinin artması deməkdir. Yəni bir elektronu nüvədən çıxarmaq üçün daha çox enerji tələb olunacaq. Bu əlaqəni qırmaq üçün nə qədər çox enerji tələb olunursa, sistem bir o qədər sabitdir.
Buna görə də, əgər bir sistemdə rabitənin qırılması (nüvədən elektronun ayrılması) digərinə nisbətən daha çox enerji tələb edirsə, onda birinci sistem daha sabitdir.
Atomun ionlaşma enerjisi, hidrogen atomunda rabitələri qırmaq üçün lazım olan enerji eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir. 13,6 eV-ə (elektron volta) bərabərdir. Bir elektron və bir nüvədən ibarət olan, yükü hidrogen atomunun nüvəsinin yükündən iki dəfə böyük olan atomda elektronun nüvədən çıxarılması üçün lazım olan enerji də eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir. Bu zaman dörd dəfə çox enerji sərf etmək lazımdır (54,4 eV).
Elektrostatikadan məlum olduğu kimi, enerji ( T), əks yüklər arasındakı əlaqəni qırmaq üçün lazımdır ( Z Və e), bir-birindən məsafədə yerləşir R, bərabərliyi ilə müəyyən edilir
Bu yüklərin ölçüsü ilə mütənasibdir və aralarındakı məsafə ilə tərs mütənasibdir. Bu korrelyasiya olduqca başa düşüləndir: yüklər nə qədər böyükdürsə, onların bir-birinə cəlb edilməsi bir o qədər güclüdür, buna görə də aralarındakı əlaqəni qırmaq üçün daha çox enerji tələb olunur. Və aralarındakı məsafə nə qədər kiçik olsa, əlaqəni pozmağa bir o qədər çox enerji sərf edilməli olacaq. Bunun sayəsində nüvə yükünün bir hidrogen atomunda nüvə yükündən iki dəfə böyük olduğu bir atom sisteminin niyə daha sabit olduğu və bir elektronu çıxarmaq üçün daha çox enerji tələb etdiyi aydın olur.
ELEKTRON YAXŞILIĞI hissəciklər (molekullar, atomlar, ionlar), min. elektronu müvafiq mənfidən çıxarmaq üçün tələb olunan enerji A. sonsuzluğa ion. X S. hissəciyi üçün e. prosesə istinad edir:
S. e. ionlaşma enerjisi E mənfiyə bərabərdir. ion X - (ilk ionlaşma potensialı U 1, eV ilə ölçülür). İonlaşma potensialına bənzətməklə, birinci və ikinci günəş enerjisi, həmçinin şaquli və adiabatik günəş enerjisi arasında fərq qoyulur. çox atomlu hissəcik. Termodinamik S.-dən e-yə qədər tərif - məhlulun (1) abs-də standart entalpiyası. sıfır temperatur:
AN A (N A ~Avoqadro sabiti).
Etibarlı təcrübələr. S.-ə dair məlumatlar. atomlar və molekullar kükürd. 60-lar 20-ci əsr praktiki olaraq yox idi. Hazırda istehsal və tədqiqatın tarazlıq üsullarından istifadə inkar edilir. ionları ilk S.-dən e-ni əldə etməyə imkan verdi. əksər elementlər üçün dövri. sistemləri və bir neçə yüzlərlə org. və qeyri-org. molekullar. Naib. S.-dən e.-fotoelektron spektroskopiyasının (dəqiqlik + 0,01 eV) və kütlə spektrometrinin təyini üçün perspektivli üsullar. ion-molekulyar reaksiyaların tarazlığının öyrənilməsi. Quantum Mech. S.-nin hesablamaları e. ionlaşma potensialının hesablamalarına bənzəyir. Çox atomlu molekullar üçün ən yaxşı dəqiqlik 0,05-0,1 eV-dir.
Ən böyük S.-dən e. halogen atomlarına malikdir. Bir sıra elementlər üçün S.-dən e. sıfıra yaxın və ya sıfırdan azdır. Sonuncu, müəyyən bir element üçün sabit dəyərin mənfi olduğunu bildirir. ion yoxdur. Cədvəldə Cədvəl 1-də S.-dən e-yə qədər olan dəyərlər göstərilir. fotoelektron spektroskopiyası ilə əldə edilən atomlar (W. Lineberger və əməkdaşlarının işi).
ELEKTRONƏQTİVLİK, atomun kovalent bağları qütbləşmə qabiliyyətini xarakterizə edən kəmiyyət. Əgər iki atomlu A - B molekulunda rabitə yaradan elektronlar B atomuna A atomuna nisbətən daha güclü cəlb olunursa, B atomu A atomundan daha çox elektronmənfi hesab olunur.
L. Pauling kəmiyyətlər üçün (1932) təklif etdi. elektronmənfilik xüsusiyyətləri termokimyəvi istifadə edir. müvafiq olaraq A-A, B - B və A - B bağlarının enerjisi haqqında məlumatlar. E AA, E bb və E AB. Enerji sırf hipotetikdir kovalent bağ A - B (E cov) arifmetik ortaya bərabər qəbul edilir. və ya həndəsi orta E AA və E BB dəyərləri. A və B atomlarının elektronmənfiliyi fərqlidirsə, onda A - B rabitəsi sırf kovalent olmağı dayandırır və E AB rabitəsinin enerjisi E kovalentindən miqdarına görə böyük olacaqdır.
A və B atomlarının elektronmənfiliyindəki fərq nə qədər böyükdürsə, empirik istifadənin dəyəri bir o qədər böyükdür. qrip 
(0,208 əmsalı enerji dəyərlərini kkal/mol-dan eV-ə çevirərkən yaranır) və hidrogen atomu üçün ixtiyari elektronmənfilik dəyərini 2,1 alaraq Pauling əlverişli nisbi şkala əldə etdi. ədədi dəyərlər elektronmənfilik, bəziləri cədvəldə verilmişdir. Naib. Halojenlərin ən yüngülü F elektronmənfidir; ən ağırı isə ağır qələvi metallardır.
Kəmiyyətlər üçün. termokimyəvi ilə yanaşı elektronmənfiliyin təsvirləri. verilənlər, molekulların həndəsəsinə dair məlumatlar (məsələn, Sanderson metodu), spektral xarakteristikalar (məsələn, Qordi üsulu) da istifadə olunur.
ATOM RADIUSU, atomların effektiv xüsusiyyətləri, molekullar və kristallardakı atomlararası (nüvələrarası) məsafəni təxmini hesablamağa imkan verir. Fikirlərə görə kvant mexanikası, atomların aydın sərhədləri yoxdur, lakin həmin nüvədən müəyyən məsafədə verilmiş nüvə ilə əlaqəli elektronun tapılma ehtimalı məsafənin artması ilə sürətlə azalır. Buna görə də, elektron sıxlığının böyük əksəriyyətinin (90-98%) bu radiusun sferasında olduğuna inanaraq atoma müəyyən bir radius verilir. Atom radiusları 0,1 nm-ə qədər çox kiçik dəyərlərdir, lakin ölçülərindəki kiçik fərqlər belə onlardan qurulan kristalların quruluşuna, molekulların tarazlıq konfiqurasiyasına və s. Eksperimental məlumatlar çoxlarında bunu göstərir Hallarda, iki atom arasındakı ən qısa məsafə, həqiqətən, müvafiq atom radiuslarının cəminə təxminən bərabərdir (atom radiuslarının aşqarları prinsipi). Atomlar arasındakı əlaqə növündən asılı olaraq metal, ion, kovalent və van der Waals atom radiusları fərqləndirilir.
Metalik radius bir kristaldakı atomlar arasındakı ən qısa məsafənin yarısına bərabərdir. metal konstruksiya. Onun dəyəri koordinasiyadan asılıdır. ədəd K (quruluşda atomun ən yaxın qonşularının sayı). Ən çox yayılmış strukturlar K = 12 olan metallardır. Əgər belə kristallarda atom radiuslarının qiymətini 1 kimi götürsək, K-si olan metalların atom radiusları müvafiq olaraq 8, 6 və 4-ə bərabər olacaqdır. 0,98, 0,96 və 0,88. Atom radiuslarının dəyərlərinin yaxınlığı parçalanır. metallar - bu metalların əmələ gəlməsi üçün zəruri (kafi olmasa da) şərt bərk həllərəvəzetmələr. Beləliklə, maye K və Li (müvafiq olaraq radius 0,236 və 0,155 nm) adətən qarışmır və K Rb və Cs ilə davamlı bərk məhlullar silsiləsi əmələ gətirir (radiuslar Rb və Cs müvafiq olaraq 0,248 və 0,268 nm). Metalin aşqarlığı atom radiusları kristal parametrləri orta dəqiqliklə proqnozlaşdırmağa imkan verir. intermetal barmaqlıqlar əlaqələri.
İon radiusları ion kristallarında ən qısa nüvələrarası məsafələrin təxmini təxminləri üçün istifadə olunur, bu məsafələrin atomların müvafiq ion radiuslarının cəminə bərabər olduğunu fərz edirlər. Bir neçə var ayrı-ayrı ionlar üçün fərqli olan, lakin ion kristallarında təxminən eyni nüvələrarası məsafələrə səbəb olan ion radius dəyərləri sistemləri. İon radiusları ilk dəfə 1920-ci illərdə müəyyən edilmişdir. 20-ci əsr Refraktometriyaya əsaslanan V. M. Qoldşmidt. F - və O 2- radiuslarının dəyərləri müvafiq olaraq bərabərdir. 0,133 və 0,132 nm. L.Paulinq sistemində O 2- ionunun radiusu əsas götürülərək 0,140 nm-ə bərabər, N.V.Belov və Q.B.Bokiyin geniş yayılmış sistemində eyni ionun radiusu 0,136 nm-ə bərabər götürülür. K.Şennon sistemi -0,121 nm (K = 2).
Kovalent radius bir kimyəvi maddənin uzunluğunun yarısına bərabərdir. X-X əlaqələri, burada X qeyri-metal atomdur. Halojenlər üçün kovalent atom radiusu X 2 molekulunda nüvələrarası məsafənin yarısıdır, S və Se üçün - X 8-də, S-in kristal almaz F, Cl, Br, I, S, Se və C-nin kovalent radiusları müvafiq olaraq bərabərdir. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 və 0,077 nm. Hidrogenin kovalent radiusu uzunluğunun yarısı olsa da, 0,030 nm olaraq qəbul edilir. N-N əlaqələri H2 molekulunda 0,037 nm-dir. Atom radiuslarının aşqarları qaydasından istifadə edərək, çox atomlu molekullarda rabitə uzunluqları proqnozlaşdırılır. Məsələn, C-H, C-F və C-C1 bağlarının uzunluqları müvafiq olaraq 0,107, 0,141 və 0,176 nm olmalıdır və onlar həqiqətən bir çoxunda göstərilən dəyərlərə təxminən bərabərdir. org. tərkibində çoxlu karbon-karbon bağı olmayan molekullar; əks halda müvafiq nüvələrarası məsafələr azalır.
Van der Waals radiusları nəcib qaz atomlarının effektiv ölçülərini təyin edir. Həmçinin hesab edilir ki, bu radiuslar kimyəvi cəhətdən bir-birinə bağlı olmayan ən yaxın eyni atomlar arasındakı nüvələrarası məsafənin yarısına bərabərdir. rabitə, yəni. məsələn, müxtəlif molekullara aid olan. molekulyar kristallarda. Van der Waals radiuslarının dəyərləri, atom radiuslarının əlavəliyi prinsipindən istifadə edərək, kristallarda qonşu molekulların ən qısa kontaktlarından tapılır. Orta hesabla onlar kovalent radiuslardan ~0,08 nm böyükdürlər. Van der Waals radiuslarını bilmək molekulların konformasiyasını və onların molekulyar kristallarda qablaşdırılmasını müəyyən etməyə imkan verir. Molekulların enerji baxımından əlverişli konformasiyaları adətən valentlik əlaqəsi olmayan atomların van der Waals radiuslarının üst-üstə düşməsinin kiçik olduğu konformasiyalardır. Bir molekul daxilində valent bağlı atomların Van der Waals sferaları üst-üstə düşür. Ext. üst-üstə düşən kürələrin konturları molekulun formasını müəyyən edir. Molekulyar kristallar sıx bağlanma prinsipinə tabedirlər, buna görə onların "van der Waals saçaqları" ilə modelləşdirilmiş molekullar bir molekulun "çıxıntıları" digərinin "boşluqlarına" uyğunlaşacaq şəkildə təşkil edilir. Bu fikirlərdən istifadə edərək kristalloqrafikanı şərh etmək olar. məlumat verir və bəzi hallarda molekulyar kristalların quruluşunu proqnozlaşdırır.
Bilet 6.
Kimyəvi bağ.
Atomlardan molekulların, molekulyar ionların, ionların, kristal, amorf və digər maddələrin əmələ gəlməsi qarşılıqlı təsirdə olmayan atomlarla müqayisədə enerjinin azalması ilə müşayiət olunur. Bu halda minimum enerji atomların bir-birinə nisbətən müəyyən düzülüşünə uyğun gəlir ki, bu da elektron sıxlığının əhəmiyyətli dərəcədə yenidən bölüşdürülməsinə uyğun gəlir. Yeni birləşmələrdə atomları bir arada tutan qüvvələr ümumi adı “kimyəvi bağ” almışdır. Kimyəvi bağların ən vacib növləri: ion, kovalent, metal, hidrogen, molekullararası.
Elektron valentlik nəzəriyyəsinə görə, valentlik orbitallarında elektronların yenidən bölüşdürülməsi nəticəsində kimyəvi bağ yaranır, nəticədə sabit elektron konfiqurasiya ionların əmələ gəlməsi (V.Kossel) və ya ortaq elektron cütlərinin (Q.Lyuis) əmələ gəlməsinə görə nəcib qaz (oktet).
Kimyəvi bağ enerji və uzunluqla xarakterizə olunur. Bağın gücünün ölçüsü bağın qırılmasına sərf olunan enerji və ya ayrı-ayrı atomlardan birləşmə əmələ gətirərkən enerji qazanmasıdır (Eb). Beləliklə, H√H rabitəsinin qırılmasına 435 kJmol √1, metan CH 4 √ 1648 kJmol √1 atomlaşmasına isə 1648 kJmol √1 sərf olunur, bu halda E C√H = 1648: 4 = 412 kJ. Bağ uzunluğu (nm) √ müəyyən əlaqədə nüvələr arasındakı məsafə. Tipik olaraq, bağ uzunluğu və onun enerjisi bir-birinə ziddir: bağ uzunluğu nə qədər uzun olsa, enerjisi bir o qədər aşağı olur.
Kimyəvi bağ adətən qarşılıqlı əlaqədə olan atomları birləşdirən xətlərlə təmsil olunur; hər bir vuruş ümumiləşdirilmiş elektron cütünə bərabərdir. Tərkibində ikidən çox atom olan birləşmələrdə mühüm xüsusiyyət molekuldakı kimyəvi bağların yaratdığı və onun həndəsəsini əks etdirən bağ bucağıdır.
Bir molekulun polaritesi iki mərkəzli bir əlaqə meydana gətirən atomların elektronmənfilik fərqi, molekulun həndəsəsi, həmçinin tək elektron cütlərinin olması ilə müəyyən edilir, çünki molekuldakı elektron sıxlığının bir hissəsi lokallaşdırıla bilər. istiqrazlar istiqamətində deyil. Bağın polaritesi onun ion komponenti ilə, yəni elektron cütünün daha elektronmənfi atoma yerdəyişməsi ilə ifadə olunur. Ratiqin polaritesini onun dipol momenti m, elementar yükün hasiline ve dipolun uzunlugu *) m = e l-a bərabər ifadə etmək olar. Bir molekulun qütbü bərabər olan dipol momenti ilə ifadə edilir vektor cəmi molekulun bağlarının bütün dipol momentləri.
*) Dipol bir-birindən vahid məsafədə yerləşən iki bərabər, lakin əks yüklü sistemdir. Dipol momenti kulon metr (Cm) və ya debyes (D) ilə ölçülür; 1D = 0,33310 √29 Klm.
Bütün bu amillər nəzərə alınmalıdır. Məsələn, xətti molekul üçün CO 2 m = 0, lakin bucaq quruluşuna görə SO 2 m = 1,79 D. Azot atomunun (sp 3) eyni hibridləşməsi ilə NF 3 və NH 3-ün dipol anları, N√F və N√H bağlarının təxminən eyni polaritesi (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2.1) ) və oxşar molekulyar həndəsə əhəmiyyətli dərəcədə fərqlənir, çünki NH 3 vəziyyətində vektor əlavə edərkən azot elektronlarının tək cütünün dipol momenti molekulun m-sini artırır, NF 3 vəziyyətində isə onu azaldır.
İonlaşma enerjisi(E ion) adlanır atomdan elektronu çıxarmaq və atomu müsbət yüklü iona çevirmək üçün sərf olunan enerji.
Eksperimental olaraq, atomların ionlaşması elektrik sahəsində ionlaşmanın baş verdiyi potensial fərqi ölçməklə həyata keçirilir. Bu potensial fərq adlanır ionlaşma potensialı(J). İonlaşma potensialının ölçü vahidi eV/atom, ionlaşma enerjisi üçün isə kJ/mol; bir dəyərdən digərinə keçid əlaqəyə uyğun olaraq həyata keçirilir:
E ionu = 96,5 J
Birinci elektronun atomdan çıxarılması birinci ionlaşma potensialı (J 1), ikincisi ikinci (J 2) və s. ilə xarakterizə olunur. Ardıcıl ionlaşma potensialları artır (Cədvəl 1), çünki hər bir sonrakı elektron müsbət yüklü bir iondan çıxarılmalıdır. Masadan Şəkil 1 göstərir ki, litiumda ionlaşma potensialının kəskin artması J2 üçün, berilyumda - J3 üçün, borda - J4 üçün və s. J-də kəskin artım xarici elektronların çıxarılması başa çatdıqda və növbəti elektron əvvəlcədən xarici enerji səviyyəsində olduqda baş verir.
Cədvəl 1
İkinci dövr elementlərinin atomlarının ionlaşma potensialları (eV/atom).
| Element | J 1 | J2 | J 3 | J 4 | J5 | J 6 | J 7 | J 8 |
| Litium | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| berilyum | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Bor | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Karbon | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Azot | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| oksigen | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Flüor | 17,40 | 35,0 | 62,7 | 87,2 | 114,2 | 157,1 | 185,1 | 953,6 |
| Neon | 21,60 | 41,1 | 63,0 | 97,0 | 126,3 | 157,9 |
İonlaşma potensialı elementin “metallığının” göstəricisidir: nə qədər aşağı olarsa, elektronun atomdan ayrılması bir o qədər asan olar və elementin metal xassələri bir o qədər güclü şəkildə ifadə edilməlidir. Dövrlərin başladığı elementlər üçün (litium, natrium, kalium və s.) birinci ionlaşma potensialı 4-5 eV/atomdur və bu elementlər tipik metallardır. Digər metallar üçün J 1 dəyərləri daha yüksəkdir, lakin 10 eV/atomdan çox deyil, qeyri-metallar üçün isə adətən 10 eV/atomdan çoxdur: azot 14,53 eV/atom, oksigen 13,60 eV/atom və s.
İlk ionlaşma potensialları dövrlərdə artır və qruplarda azalır (şək. 14), bu, dövrlərdə qeyri-metal xüsusiyyətlərin, qruplarda isə metal xüsusiyyətlərin artdığını göstərir. Buna görə də, qeyri-metallar yuxarı sağ hissədə, metallar isə dövri cədvəlin aşağı sol hissəsindədir. Metallar və qeyri-metallar arasındakı sərhəd "bulanıqdır", çünki Əksər elementlər amfoter (ikili) xüsusiyyətlərə malikdir. Bununla belə, belə bir şərti sərhəd çəkilə bilər, bu, sinifdə və məlumat kitabçasında mövcud olan dövri cədvəlin uzun (18 hüceyrəli) şəklində göstərilmişdir.
düyü. 14. İonlaşma potensialının asılılığı
birinci – beşinci dövrlərin elementlərinin atom sayından.
Misal 10. Natriumun ionlaşma potensialı 5,14 eV/atom, karbonunki isə 11,26 eV/atomdur. Onların ionlaşma enerjisi nədir?
Həll. 1) E ion (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) E ion (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Bu əlaqənin praktiki əhəmiyyəti ondan ibarətdir ki, ölçmək nisbətən asan olan μ-ni bilməklə D,
birbaşa müəyyən etmək olduqca çətindir.
Ambipolyar diffuziya
Qaz boşalma plazmasında həm elektronlar, həm də ionlar yayılır. Diffuziya prosesi aşağıdakı kimi görünür. Hərəkət qabiliyyəti yüksək olan elektronlar ionlardan daha sürətli yayılır. Bunun sayəsində elektronlar və geridə qalan müsbət ionlar arasında elektrik sahəsi yaranır. Bu sahə elektronların sonrakı diffuziyasını maneə törədir və əksinə, ionların yayılmasını sürətləndirir. İonlar elektronlara doğru çəkildikdə bu elektrik sahəsi zəifləyir və elektronlar yenidən ionlardan ayrılır. Bu proses davamlı olaraq baş verir. Bu diffuziya ambipolyar diffuziya adlanır, onun əmsalı
D amb = |
D e μ və + D və μ e |
|||
μ e + μ və |
||||
burada D e, D və |
– elektronların və ionların diffuziya əmsalları; μ e, μ və – |
|||
elektronların və ionların hərəkətliliyi. |
||||
D e >> D u və μ e >> μ və olduğundan belə çıxır ki |
D və μ e ≈ D e μ və , |
|||
buna görə də D amb ≈ 2D və . Belə diffuziya, məsələn, parıltı boşalmasının müsbət sütununda baş verir.
1.6. Atomların və molekulların həyəcanlanması və ionlaşması
Məlumdur ki, atom müsbət ion və elektronlardan ibarətdir, onların sayı elementin sayı ilə müəyyən edilir. Dövri Cədvəl DI. Mendeleyev. Bir atomdakı elektronlar müəyyən enerji səviyyələrindədir. Bir elektron xaricdən bir qədər enerji alırsa, daha çoxuna hərəkət edir yüksək səviyyə, bu həyəcan səviyyəsi adlanır.
Adətən elektron qısa müddət ərzində, təxminən 10-8 s həyəcan səviyyəsində olur. Elektron əhəmiyyətli enerji aldıqda, nüvədən o qədər uzaqlaşır ki, onunla əlaqəni itirə və sərbəstləşə bilər. Nüvə ilə ən az əlaqəli olanlar daha yüksək enerji səviyyələrində olan və buna görə də atomdan daha asan ayrılan valent elektronlardır. Bir atomdan elektronun çıxarılması prosesi ionlaşma adlanır.
Şəkildə. Şəkil 1.3 atomdakı valent elektronun enerji şəklini göstərir. Burada W o elektronun əsas səviyyəsi, W mst metastabil səviyyədir
nal səviyyə, W 1,W 2 – həyəcan səviyyələri (birinci, ikinci və s.).
I hissə. Fəsil 1. Qaz atqısında elektron və ion prosesləri
düyü. 1.3. Atomdakı elektronun enerji şəkli
W ′ = 0 elektronun atomla əlaqəsini itirdiyi vəziyyətdir. W və = W ′ − W o dəyəri
ionlaşma enerjisi. Bəzi qazlar üçün bu səviyyələrin dəyərləri cədvəldə verilmişdir. 1.3.
Metastabil səviyyə elektronun ona və ondan keçməsinin qadağan olması ilə xarakterizə olunur. Bu səviyyə xaricdən elektron W mst səviyyəsinə endikdə və artıq olanda mübadilə qarşılıqlı təsiri ilə doldurulur.
elektron atomu tərk edir. Metastabil səviyyələr qaz-boşalma plazmasında baş verən proseslərdə mühüm rol oynayır, çünki haqqında normal səviyyə Elektron 10-8 s, metastabil səviyyədə isə 10-2 ÷ 10-3 s həyəcanlanır.
Cədvəl 1.3
Enerji, eV |
CO2 |
||||||||
W qisas |
|||||||||
Atom hissəciklərinin həyəcanlanma prosesi rezonans şüalanmanın diffuziya adlanan hadisəsi vasitəsilə də ionlaşmanı müəyyən edir. Bu hadisə ondan ibarətdir ki, həyəcanlanmış atom normal vəziyyətə qayıdaraq, növbəti atomu həyəcanlandıran bir kvant işıq saçır və s. Rezonans şüalanmanın diffuziya bölgəsi fotonun orta sərbəst yolu λ ν ilə müəyyən edilir, bu da ondan asılıdır.
atom hissəciklərinin sıxlığı üzrə ələklər n. Beləliklə, n= 1016 sm-3 λ ν =10-2 ÷ 1 olduqda
bax.Rezonans şüalanmanın diffuziya hadisəsi həm də metastabil səviyyələrin olması ilə müəyyən edilir.
Addım-addım ionlaşma müxtəlif sxemlərə görə baş verə bilər: a) birinci elektron və ya foton neytralı həyəcanlandırır.
neytron hissəciyi, ikinci elektron və ya foton isə valent elektrona əlavə enerji verir və bu neytral hissəciyin ionlaşmasına səbəb olur;
I hissə. Fəsil 1. Qaz atqısında elektron və ion prosesləri
atom və bu anda həyəcanlanmış atom normal vəziyyətə keçir və enerjini artıran bir kvant işıq saçır.
c) nəhayət, iki həyəcanlı atom bir-birinə yaxın olur. Bu zaman onlardan biri normal vəziyyətə keçir və ikinci atomu ionlaşdıran kvant işıq saçır.
Qeyd etmək lazımdır ki, pilləli ionlaşma sürətli elektronların konsentrasiyası (enerjiləri ilə
W və ), fotonlar və həyəcanlı atomlar olduqca böyükdür. bu
ionlaşma kifayət qədər intensivləşdikdə baş verir. Öz növbəsində, atomlara və molekullara düşən fotonlar da həyəcan və ionlaşma yarada bilər (birbaşa və ya pilləli). Qaz boşalmasında fotonların mənbəyi elektron uçqunun şüalanmasıdır.
1.6.1. Molekulların həyəcanlanması və ionlaşması
Molekulyar qazlar üçün atomlardan fərqli olaraq fırlanma və vibrasiya hərəkətlərini yerinə yetirən molekulların özlərinin həyəcanlanma ehtimalını nəzərə almaq lazımdır. Bu hərəkətlər də kvantlaşdırılır. Zərbənin enerjisi fırlanma hərəkəti 10-3÷ 10-1 eV, salınımlı hərəkətlə isə 10-2 ÷ 1 eV-dir.
Elektronun bir atomla elastik toqquşması zamanı elektron itirir
enerjinizin əhəmiyyətli bir hissəsidir |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 Vt. Nə vaxt |
|||
Elektron bir molekulla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, elektron molekulların fırlanma və vibrasiya hərəkətini həyəcanlandırır. Sonuncu halda, elektron 10-1 ÷ 1 eV-ə qədər xüsusilə əhəmiyyətli enerji itirir. Buna görə də həyəcan salınım hərəkətləri molekullar elektrondan enerji çıxarmaq üçün effektiv mexanizmdir. Belə bir mexanizmin mövcudluğunda elektronun sürətlənməsi əngəllənir və elektronun ionlaşma üçün kifayət qədər enerji qazanması üçün daha güclü bir sahə tələb olunur. Buna görə də molekulyar qazın parçalanması eyni elektrodlararası məsafədə və bərabər təzyiqdə atomik (inert) qazın parçalanmasından daha yüksək gərginlik tələb edir. Bunu Cədvəldəki məlumatlar göstərir. 1.4, burada λ t, S t və U pr atomunun dəyərləri müqayisə edilir
atmosfer təzyiqində nal və molekulyar qazlar və d = 1,3 sm.
I hissə. Fəsil 1. Qaz atqısında elektron və ion prosesləri
Cədvəl 1.4 |
||||||||||
Xarakterik |
Qazın adı |
|||||||||
S t 10 − 16, sm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Masadan 1.4 aydın olur ki, nəqliyyat kəsiyi S t olsa da molekulyar üçün
polar qazlar və arqon müqayisə edilə bilər, lakin arqonun parçalanma gərginliyi əhəmiyyətli dərəcədə aşağıdır.
1.7. Termal ionlaşma
Yüksək temperaturda istilik ionlaşması adlanan atom hissəciklərinin kinetik enerjisinin artması səbəbindən qazın ionlaşması baş verə bilər. Beləliklə, Na, K, Cs buxarları üçün termal ionlaşma bir neçə min dərəcə temperaturda, hava üçün isə təxminən 104 dərəcə temperaturda əhəmiyyətlidir. Temperaturun artması və atomların (molekulların) ionlaşma potensialının azalması ilə termal ionlaşma ehtimalı artır. Adi temperaturlarda termal ionlaşma əhəmiyyətsizdir və praktiki olaraq yalnız bir qövs boşalması inkişaf etdikdə təsir göstərə bilər.
Bununla belə, qeyd etmək lazımdır ki, hələ 1951-ci ildə Hornbek və Molnar monoenergetik elektronlar soyuq inert qazlardan keçirildikdə, ionların atomları ionlaşdırmaq üçün deyil, yalnız həyəcanlandırmaq üçün kifayət qədər elektron enerjisi ilə əmələ gəldiyini kəşf etdilər. Bu proses assosiativ ionlaşma adlanırdı.
Assosiativ ionlaşma bəzən elektronların çox az olduğu yerlərdə ionlaşma dalğalarının və qığılcım boşalmalarının yayılmasında mühüm rol oynayır. Artıq ionlaşmış bölgələrdən çıxan işıq kvantlarının udulması nəticəsində orada həyəcanlanmış atomlar əmələ gəlir. Orta dərəcədə qızdırılan havada, 4000-8000 K temperaturda, molekullar kifayət qədər dissosiasiya olunur, lakin uçqun inkişafı üçün hələ də çox az elektron var. Əsas ionlaşma mexanizmi həyəcanlanmamış N və O atomlarının iştirak etdiyi reaksiyadır.
Assosiativ ionlaşma aşağıdakı sxemə uyğun olaraq davam edir N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. 2,8 eV-lik itkin enerji atomların nisbi hərəkətinin kinetik enerjisindən əldə edilir.
İONLAŞMA - atomların və molekulların ionlara çevrilməsi. İonlaşma dərəcəsi vahid həcmdə ionların sayının neytral hissəciklərin sayına nisbətidir. Böyük ensiklopedik lüğət
Yüklənir...