Kao rezultat ionizacije nastaju atomi. Ionizacija atoma u jakim električnim poljima. Pogledajte šta je "jonizacija" u drugim rječnicima
Energija jonizacije je glavna karakteristika atoma. To je ono što određuje prirodu i snagu koju je atom sposoban da formira. Od ove karakteristike zavise i redukciona svojstva (jednostavne) supstance.
Koncept “jonizacijske energije” se ponekad zamjenjuje konceptom “prvog jonizacionog potencijala” (I1), što znači najmanju energiju koja je potrebna da bi se elektron udaljio od slobodnog atoma kada je u stanju energije zvanom najniže.
Konkretno, za atom vodika ovo je naziv za energiju koja je potrebna za uklanjanje elektrona iz protona. Za atome sa nekoliko elektrona postoji koncept drugog, trećeg itd. jonizacioni potencijali.
Energija jonizacije je zbir čiji je jedan član energija elektrona, a drugi energija sistema.
U hemiji se energija atoma vodonika označava simbolom „Ea“, a zbir potencijalne energije sistema i energije elektrona može se izraziti formulom: Ea= E+T= -Z.e/ 2.R.
Iz ovog izraza je jasno da je stabilnost sistema direktno povezana sa naelektrisanjem jezgra i rastojanjem između njega i elektrona. Što je ova udaljenost manja, to je jače naelektrisanje jezgra, što jače privlače, što je sistem stabilniji i stabilniji, to se više energije mora potrošiti na prekid ove veze.
Očigledno, stabilnost sistema se može uporediti sa nivoom energije utrošene da se veza uništi: što je energija veća, to je sistem stabilniji.
Energija atomske jonizacije (sila potrebna za prekid veze u atomu vodika) izračunata je eksperimentalno. Danas je njegova vrijednost tačno poznata: 13,6 eV (elektronvolt). Kasnije su naučnici, takođe kroz niz eksperimenata, uspeli da izračunaju energiju potrebnu za prekid veze atom-elektron u sistemima koji se sastoje od jednog elektrona i jezgra sa naelektrisanjem dvostruko većim od naelektrisanja atoma vodonika. Eksperimentalno je utvrđeno da je u ovom slučaju potrebno 54,4 elektron-volta.
Dobro poznati zakoni elektrostatike kažu da je energija ionizacije potrebna za prekid veze između suprotnih naboja (Z i e), pod uslovom da se nalaze na udaljenosti R, fiksirana (određena) sljedećom jednačinom: T=Z.e/ R.
Ova energija je proporcionalna veličini naelektrisanja i, shodno tome, obrnuto je proporcionalna udaljenosti. To je sasvim prirodno: što su naboji jači, to su jače sile koje ih povezuju, to je moćnija sila potrebna da se razbije veza između njih. Isto vrijedi i za udaljenost: što je ona manja, što je jača energija jonizacije, to će se morati primijeniti više sile da se veza uništi.
Ovo rezonovanje objašnjava zašto je sistem atoma s jakim nuklearnim nabojem stabilniji i zahtijeva više energije za uklanjanje elektrona.
Odmah se postavlja pitanje: "Ako je samo dvostruko jača, zašto se energija ionizacije potrebna za uklanjanje elektrona povećava ne dva, već četiri puta? Zašto je jednaka dvostrukom naboju na kvadrat (54,4/13,6 = 4)?".
Ova kontradikcija se može objasniti prilično jednostavno. Ako su naelektrisanja Z i e u sistemu u relativno međusobnom stanju nepokretnosti, tada je energija (T) proporcionalna naelektrisanju Z i ona se proporcionalno povećavaju.
Ali u sistemu u kojem elektron sa nabojem e rotira oko jezgra sa naelektrisanjem Z, a Z raste, radijus rotacije R opada proporcionalno: elektron se privlači u jezgro sa većom silom.
Zaključak je očigledan. Na energiju jonizacije utiče naboj jezgra, udaljenost (radijalno) od jezgra do najviše tačke gustine naelektrisanja spoljašnjeg elektrona; odbojna sila između vanjskih elektrona i mjera prodorne moći elektrona.
Važan energetski parametar za proučavanje hemijskih procesa je energija jonizacije atoma. U slučaju atoma vodika, to je energija koja se mora potrošiti da bi se uklonio elektron iz protona.
Ona je jednaka zbiru potencijalne energije sistema i kinetičke energije elektrona.
E a = E+T= -Z . e/2. R, (2.7)
gdje je E a energija atoma vodika.
Iz formule (2.7) proizlazi da smanjenje udaljenosti između elektrona i jezgra i povećanje naboja jezgra znače povećanje sile privlačenja elektrona na jezgro. To jest, više energije će biti potrebno za uklanjanje elektrona iz jezgra. Što je više energije potrebno za prekid ove veze, to je sistem stabilniji.
Stoga, ako je za prekid veze (odvajanje elektrona od jezgra) u jednom sistemu potrebno više energije nego u drugom, tada je prvi sistem stabilniji.
Energija ionizacije atoma, energija potrebna za razbijanje veza u atomu vodika, određena je eksperimentalno. To je jednako 13,6 eV (elektron volti). Eksperimentalno je određena i energija potrebna za uklanjanje elektrona iz jezgre u atomu koji se sastoji od jednog elektrona i jezgre, čiji je naboj dvostruko veći od naboja jezgra atoma vodika. U tom slučaju potrebno je potrošiti četiri puta više energije (54,4 eV).
Kao što je poznato iz elektrostatike, energija ( T), neophodno za prekid veze između suprotnih naboja ( Z I e), koji se nalaze na udaljenosti jedan od drugog R, određena je jednakošću
Ona je proporcionalna veličini naboja i obrnuto proporcionalna udaljenosti između njih. Ova korelacija je sasvim razumljiva: što su naboji veći, to je jača njihova međusobna privlačnost, stoga je potrebno više energije za prekid veze između njih. I što je udaljenost između njih manja, to će se više energije morati potrošiti na prekid veze. Zahvaljujući tome, postaje jasno zašto je atomski sistem, gdje je nuklearni naboj dvostruko veći od nuklearnog naboja u atomu vodika, stabilniji i zahtijeva više energije za uklanjanje elektrona.
ELECTRON AFFINITYčestice (molekule, atomi, joni), min. energija A potrebna za uklanjanje elektrona iz odgovarajućeg negativa. jona do beskonačnosti. Za čestice X S. do e. odnosi se na proces:
S. do e. jednaka energiji jonizacije E negativna. jon X - (prvi potencijal jonizacije U 1, mjeren u eV). Po analogiji sa jonizacionim potencijalom, razlikuje se prva i druga sunčeva energija, kao i vertikalna i adijabatska sunčeva energija. poliatomska čestica. Termodinamički definicija od S. do e. - standardna entalpija rješenja (1) pri aps. nulta temperatura:
AN A (N A ~Avogadrova konstanta).
Pouzdani eksperimenti. podaci o S. do e. atoma i molekula do sumpora. 60s 20ti vijek praktično nije postojao. Trenutno je negirana upotreba ravnotežnih metoda proizvodnje i istraživanja. joni omogućili su dobijanje prvih S. do e. za većinu elemenata periodično. sistema i nekoliko stotine org. i ne-org. molekule. Naib. obećavajuće metode za određivanje S. do e.-fotoelektronske spektroskopije (preciznost + 0,01 eV) i masene spektrometrije. proučavanje ravnoteže ionsko-molekularnih reakcija. Quantum Mech. S. proračuni za e. slični su proračunima jonizacionih potencijala. Najbolja preciznost za poliatomske molekule je 0,05-0,1 eV.
Najveći S. do e. posjeduju atome halogena. Za niz elemenata S. do e. blizu nule ili manje od nule. Potonje znači da je za dati element stabilna vrijednost negativna. jon ne postoji. U tabeli U tabeli 1 prikazane su vrijednosti od S. do e. atomi dobijeni fotoelektronskom spektroskopijom (rad W. Linebergera i saradnika).
ELEKTRONEGATIVNOST, veličina koja karakterizira sposobnost atoma da polarizira kovalentne veze. Ako se u dvoatomskom molekulu A - B elektroni koji formiraju vezu privlače atomu B jače nego atomu A, tada se atom B smatra elektronegativnijim od A.
L. Pauling je predložio (1932) za količine. karakteristike elektronegativnosti koriste termohemijske. podaci o energiji veza A-A, B - B i A - B - respektivno. E AA, E bb i E AB. Energija je čisto hipotetička kovalentna veza Pretpostavlja se da je A - B (E cov) jednako aritmetičkoj sredini. ili geometrijska sredina vrijednosti E AA i E BB. Ako je elektronegativnost atoma A i B različita, tada veza A - B prestaje biti čisto kovalentna i energija veze E AB će postati veća od E kovalentne za iznos
Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma A i B, to je veća vrijednost koristeći empirijski. gripa 
(faktor 0,208 nastaje pri pretvaranju energetskih vrijednosti iz kcal/mol u eV) i uzimajući proizvoljnu vrijednost elektronegativnosti od 2,1 za atom vodika, Pauling je dobio prikladnu relativnu skalu. numeričke vrijednosti elektronegativnosti, od kojih su neke date u tabeli. Naib. Najlakši od halogena, F, je elektronegativan, a najmanje teški su teški alkalni metali.
Za količine. opisi elektronegativnosti, pored termohemijskih. koriste se i podaci, podaci o geometriji molekula (na primjer, Sandersonova metoda), spektralnim karakteristikama (na primjer, Gordyjeva metoda).
ATOMSKI RADIJUS, efektivne karakteristike atoma, koje omogućavaju približno procjenu međuatomske (međunuklearne) udaljenosti u molekulima i kristalima. Prema idejama kvantna mehanika, atomi nemaju jasne granice, ali vjerovatnoća pronalaska elektrona povezanog sa datim jezgrom na određenoj udaljenosti od tog jezgra brzo opada sa povećanjem udaljenosti. Stoga se atomu pripisuje određeni radijus, vjerujući da je velika većina elektronske gustine (90-98%) sadržana u sferi ovog radijusa. Atomski radijusi su vrlo male vrijednosti, reda veličine 0,1 nm, ali čak i male razlike u njihovim veličinama mogu utjecati na strukturu kristala izgrađenih od njih, na ravnotežnu konfiguraciju molekula itd. Eksperimentalni podaci pokazuju da u mnogim U slučajevima je najkraća udaljenost između dva atoma zaista približno jednaka zbroju odgovarajućih atomskih radijusa (tzv. princip aditivnosti atomskih radijusa). U zavisnosti od vrste veze između atoma, razlikuju se metalni, jonski, kovalentni i van der Waalsovi atomski radijusi.
Metalik radijus je jednak polovini najkraće udaljenosti između atoma u kristalu. metalna konstrukcija. Njegova vrijednost ovisi o koordinaciji. brojevi K (broj najbližih susjeda atoma u strukturi). Najčešće strukture su metali sa K = 12. Ako uzmemo vrijednost atomskih radijusa u takvim kristalima kao 1, tada će atomski radijusi metala sa K jednakim 8, 6 i 4 biti respektivno. 0,98, 0,96 i 0,88. Blizina vrijednosti atomskih radijusa dekomp. metali - neophodan (iako ne i dovoljan) uslov da se ovi metali formiraju čvrste otopine zamjene. Dakle, tečni K i Li (radijusi 0,236 i 0,155 nm, respektivno) se obično ne miješaju, a K sa Rb i Cs formira kontinuirani niz čvrstih otopina (radijusi Rb i Cs, respektivno, 0,248 i 0,268 nm). Aditivnost metala atomski radijusi omogućavaju predviđanje kristalnih parametara sa umjerenom preciznošću. intermetalne rešetke veze.
Jonski radijusi se koriste za aproksimaciju procjena najkraćih međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima, pod pretpostavkom da su te udaljenosti jednake zbiru odgovarajućih ionskih radijusa atoma. Ima ih nekoliko sistemi vrijednosti ionskih radijusa koji se razlikuju za pojedine ione, ali dovode do približno istih međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima. Jonski radijusi su prvi put određeni 1920-ih. 20ti vijek V. M. Goldshmidt, koji se oslanjao na refraktometriju. vrijednosti polumjera F - i O 2-, jednake. 0,133 i 0,132 nm. U sistemu L. Paulinga, poluprečnik O 2- jona je uzet kao osnova, jednak 0,140 nm, u rasprostranjenom sistemu N. V. Belova i G. B. Bokiya, radijus istog jona je uzet jednak 0,136 nm, u K. Shanonov sistem -0,121 nm (K = 2).
Kovalentni radijus je jednak polovini dužine jedne hemikalije. X-X konekcije, gdje je X atom nemetala. Za halogene, kovalentni atomski radijus je polovina međunuklearne udaljenosti u molekuli X 2, za S i Se - u X 8, za S-in kristal dijamant Kovalentni radijusi F, Cl, Br, I, S, Se i C su jednaki. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 i 0,077 nm. Kovalentni radijus vodonika se uzima kao 0,030 nm, iako je polovina dužine N-N konekcije u molekulu H2 je 0,037 nm. Koristeći pravilo aditivnosti atomskih radijusa, predviđaju se dužine veza u poliatomskim molekulima. Na primjer, duljine C-H, C-F i C-C1 veza trebale bi biti 0,107, 0,141 i 0,176 nm, respektivno, i one su zaista približno jednake navedenim vrijednostima u mnogima. org. molekule koje ne sadrže višestruke veze ugljik-ugljik; u suprotnom, odgovarajuće međunuklearne udaljenosti se smanjuju.
Van der Waalsov radijus određuju efektivne veličine atoma plemenitog gasa. Također se vjeruje da su ti radijusi jednaki polovini međunuklearne udaljenosti između najbližih identičnih atoma koji nisu kemijski vezani jedan za drugi. komunikacija, tj. koji pripadaju različitim molekulima, na primjer. u molekularnim kristalima. Vrijednosti van der Waalsovih radijusa nalaze se, koristeći princip aditivnosti atomskih radijusa, iz najkraćih kontakata susjednih molekula u kristalima. U prosjeku su ~0,08 nm veći od kovalentnih radijusa. Poznavanje van der Waalsovih radijusa omogućava određivanje konformacije molekula i njihovog pakiranja u molekularnim kristalima. Energetski povoljne konformacije molekula su obično one kod kojih je preklapanje van der Waalsovih radijusa valentno nevezanih atoma malo. Van der Waalsove sfere valentno vezanih atoma unutar jednog molekula se preklapaju. Ext. obris preklapajućih sfera određuje oblik molekula. Molekularni kristali se pokoravaju principu bliskog pakiranja, prema kojem su molekuli, modelirani svojim „van der Waalsovim resama“, raspoređeni tako da „izbočine“ jednog molekula stanu u „šupljine“ drugog. Koristeći ove ideje, može se interpretirati kristalografski. podatke, au nekim slučajevima predviđaju strukturu molekularnih kristala.
Ulaznica 6.
Hemijska veza.
Formiranje molekula, molekularnih iona, jona, kristalnih, amorfnih i drugih supstanci iz atoma je praćeno smanjenjem energije u odnosu na atome koji nisu u interakciji. U ovom slučaju, minimalna energija odgovara određenom rasporedu atoma jedan u odnosu na drugi, što odgovara značajnoj preraspodjeli elektronske gustine. Sile koje drže atome zajedno u novim formacijama dobile su opći naziv "hemijska veza". Najvažnije vrste hemijskih veza: jonske, kovalentne, metalne, vodonične, intermolekularne.
Prema teoriji elektronske valencije, hemijska veza nastaje zbog preraspodjele elektrona u valentnim orbitalama, što rezultira formiranjem stabilnog elektronska konfiguracija plemeniti gas (oktet) zbog formiranja jona (W. Kossel) ili formiranja zajedničkih elektronskih parova (G. Lewis).
Hemijska veza se odlikuje energijom i dužinom. Mjera jačine veze je energija utrošena na prekid veze, odnosno dobitak u energiji pri formiranju spoja od pojedinačnih atoma (Eb). Tako se 435 kJmol √1 troši na razbijanje H√H veze, a 1648 kJmol √1 na atomizaciju metana CH 4 √ 1648 kJmol √1, u ovom slučaju E C√H = 16412: 4 kJ = 4. Dužina veze (nm) √ udaljenost između jezgara u određenoj vezi. Tipično, dužina veze i njena energija su suprotne: što je dužina veze duža, to je njena energija manja.
Hemijska veza je obično predstavljena linijama koje povezuju atome u interakciji; svaki potez je ekvivalentan generalizovanom paru elektrona. U spojevima koji sadrže više od dva atoma, važna karakteristika je ugao veze koji formiraju kemijske veze u molekuli i koja odražava njegovu geometriju.
Polaritet molekula je određen razlikom u elektronegativnosti atoma koji formiraju vezu sa dva centra, geometrijom molekule, kao i prisustvom usamljenih elektronskih parova, jer se dio gustine elektrona u molekuli može lokalizirati. ne u pravcu veza. Polaritet veze se izražava kroz njenu ionsku komponentu, odnosno kroz pomicanje elektronskog para na elektronegativniji atom. Polaritet veze može se izraziti kroz njen dipolni moment m, jednak proizvodu elementarnog naboja i dužine dipola *) m = e l. Polaritet molekula se izražava kroz njegov dipolni moment, koji je jednak vektorska suma svi dipolni momenti veza molekula.
*) Dipol je sistem dva jednaka, ali suprotna naelektrisanja koja se nalaze na jediničnoj udaljenosti jedan od drugog. Dipolni moment se mjeri u kulonskim metrima (Cm) ili debajima (D); 1D = 0,33310 √29 Klm.
Sve ove faktore treba uzeti u obzir. Na primjer, za linearni molekul CO 2 m = 0, ali za SO 2 m = 1,79 D zbog njegove ugaone strukture. Dipolni momenti NF 3 i NH 3 sa istom hibridizacijom atoma dušika (sp 3), približno istim polaritetom N√F i N√H veza (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2,1 ) i slična molekularna geometrija značajno se razlikuju, budući da dipolni moment usamljenog para azotnih elektrona prilikom vektorskog dodavanja u slučaju NH 3 povećava m molekule, a u slučaju NF 3 ga smanjuje.
Energija jonizacije(E jon) se zove energija koja se troši na uklanjanje elektrona iz atoma i pretvaranje atoma u pozitivno nabijeni ion.
Eksperimentalno se ionizacija atoma provodi u električnom polju mjerenjem razlike potencijala pri kojoj dolazi do ionizacije. Ova potencijalna razlika se zove jonizacioni potencijal(J). Jedinica mjere za jonizacijski potencijal je eV/atom, a jedinica za energiju jonizacije je kJ/mol; prijelaz s jedne vrijednosti na drugu vrši se prema odnosu:
E jon = 96,5 J
Uklanjanje prvog elektrona iz atoma karakteriše prvi jonizacioni potencijal (J 1), drugi drugi (J 2) itd. Uzastopni jonizacioni potencijali se povećavaju (tabela 1), budući da se svaki sledeći elektron mora ukloniti iz jona sa pozitivnim nabojem koji se povećava za jedan. Sa stola 1 pokazuje da se u litiju uočava naglo povećanje jonizacionog potencijala za J2, u beriliju - za J3, u boru - za J4, itd. Do oštrog povećanja J dolazi kada se uklanjanje vanjskih elektrona završi i sljedeći elektron je na predvanjskom energetskom nivou.
Tabela 1
Jonizacijski potencijali atoma (eV/atom) elemenata drugog perioda
| Element | J 1 | J2 | J 3 | J 4 | J5 | J 6 | J 7 | J 8 |
| litijum | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Berilijum | 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 | – | – |
| Nitrogen | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Kiseonik | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Fluor | 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 |
Jonizacijski potencijal je pokazatelj “metaličnosti” elementa: što je niži, to je lakše da se elektron odvoji od atoma i jače bi trebalo izraziti metalna svojstva elementa. Za elemente sa kojima počinju periodi (litijum, natrijum, kalijum itd.), prvi potencijal ionizacije je 4–5 eV/atom, a ti elementi su tipični metali. Za ostale metale vrijednosti J 1 su veće, ali ne više od 10 eV/atomu, a za nemetale obično više od 10 eV/atomu: dušik 14,53 eV/atom, kisik 13,60 eV/atom, itd.
Prvi potencijali jonizacije rastu u periodima i opadaju u grupama (slika 14), što ukazuje na povećanje nemetalnih svojstava u periodima i metalnih u grupama. Dakle, nemetali su u gornjem desnom dijelu, a metali u donjem lijevom dijelu periodnog sistema. Granica između metala i nemetala je „zamagljena“, jer Većina elemenata ima amfoterna (dvostruka) svojstva. Međutim, takva konvencionalna granica se može povući; ona je prikazana u dugačkom (18-ćelijskom) obliku periodnog sistema, koji je dostupan ovdje u učionici i u priručniku.
Rice. 14. Zavisnost jonizacionog potencijala
od atomskog broja elemenata prvog – petog perioda.
Primjer 10. Potencijal jonizacije natrijuma je 5,14 eV/atomu, a ugljenika 11,26 eV/atomu. Kolika je njihova energija jonizacije?
Rješenje. 1) E ion (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) E jon (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Praktični značaj ovog odnosa je da se, znajući μ, koje je relativno lako izmjeriti, može odrediti D,
što je prilično teško direktno odrediti.
Ambipolarna difuzija
I elektroni i ioni difundiraju u plazmi pražnjenja u plinu. Čini se da je proces difuzije sljedeći. Elektroni, koji imaju veću pokretljivost, difundiraju brže od jona. Zbog toga se stvara električno polje između elektrona i pozitivnih iona koji zaostaju. Ovo polje inhibira dalju difuziju elektrona, i obrnuto, ubrzava difuziju jona. Kada se ioni povuku prema elektronima, ovo električno polje slabi i elektroni se ponovo odvajaju od jona. Ovaj proces se odvija kontinuirano. Ova difuzija se naziva ambipolarna difuzija, čiji je koeficijent
D amb = |
D e μ i + D i μ e |
|||
μ e + μ i |
||||
gdje je D e ,D i |
– koeficijenti difuzije elektrona i jona; μ e, μ i – |
|||
pokretljivost elektrona i jona. |
||||
Pošto D e >> D u i μ e >> μ i , ispada da |
D i μ e ≈ D e μ i , |
|||
dakle D amb ≈ 2D i . Takva difuzija se odvija, na primjer, u pozitivnom stupcu usijanog pražnjenja.
1.6. Ekscitacija i ionizacija atoma i molekula
Poznato je da se atom sastoji od pozitivnog jona i elektrona, čiji je broj određen brojem elementa u periodni sistem DI. Mendeljejev. Elektroni u atomu su na određenim energetskim nivoima. Ako elektron primi nešto energije izvana, on se pomiče na više visoki nivo, što se naziva nivoom pobude.
Obično je elektron na nivou pobude kratko vrijeme, oko 10-8 s. Kada elektron primi značajnu energiju, on se udaljava od jezgra na tako veliku udaljenost da može izgubiti vezu s njim i postaje slobodan. Najmanje povezani sa jezgrom su valentni elektroni, koji su na višim energetskim nivoima i stoga se lakše odvajaju od atoma. Proces uklanjanja elektrona iz atoma naziva se jonizacija.
Na sl. Slika 1.3 prikazuje energetsku sliku valentnog elektrona u atomu. Ovdje je W o osnovni nivo elektrona, W mst je metastabilni nivo
završni nivo, W 1,W 2 – nivoi pobude (prvi, drugi, itd.).
Dio I. Poglavlje 1. Elektronski i jonski procesi u gasnom pražnjenju
Rice. 1.3. Energetska slika elektrona u atomu
W ′ = 0 je stanje kada elektron izgubi vezu sa atomom. Vrijednost W i = W ′ − W o je
energija jonizacije. Vrijednosti ovih nivoa za neke plinove date su u tabeli. 1.3.
Metastabilni nivo karakteriše činjenica da su prelazi elektrona na njega i sa njega zabranjeni. Ovaj nivo se popunjava takozvanom interakcijom razmene, kada elektron spolja sleti na W mst nivo, a višak
elektron napušta atom. Metastabilni nivoi igraju važnu ulogu u procesima koji se dešavaju u plazmi gasnog pražnjenja, jer on normalan nivo Elektron se pobuđuje 10-8 s, a na metastabilnom nivou – 10-2 ÷ 10-3 s.
Tabela 1.3
Energija, eV |
CO2 |
||||||||
W revenge |
|||||||||
Proces ekscitacije atomskih čestica takođe određuje ionizaciju kroz tzv. fenomen difuzije rezonantnog zračenja. Ovaj fenomen je da pobuđeni atom, vraćajući se u normalno stanje, emituje kvantum svjetlosti, koji pobuđuje sljedeći atom, i tako dalje. Područje difuzije rezonantnog zračenja određeno je srednjim slobodnim putem fotona λ ν, koji ovisi
sita o gustini atomskih čestica n. Dakle, na n= 1016 cm-3 λ ν =10-2 ÷ 1
vidi.. Fenomen difuzije rezonantnog zračenja je takođe određen prisustvom metastabilnih nivoa.
Postepena ionizacija može se dogoditi prema različitim shemama: a) prvi elektron ili foton pobuđuje neutralni
neutronska čestica, a drugi elektron ili foton daje dodatnu energiju valentnom elektronu, uzrokujući ionizaciju ove neutralne čestice;
Dio I. Poglavlje 1. Elektronski i jonski procesi u gasnom pražnjenju
atom, i u ovom trenutku pobuđeni atom prelazi u normalno stanje i emituje kvantum svjetlosti, što povećava energiju
c) konačno, dva pobuđena atoma nađu se blizu jedan drugom. U ovom slučaju, jedan od njih prelazi u normalno stanje i emituje kvantum svjetlosti, koji ionizira drugi atom.
Treba napomenuti da postupna jonizacija postaje efikasna kada se koncentracija brzih elektrona (sa energijama blizu
do W i ), fotona i pobuđenih atoma je prilično velika. Ovo je
nastaje kada jonizacija postane dovoljno intenzivna. Zauzvrat, fotoni koji upadaju na atome i molekule također mogu proizvesti ekscitaciju i ionizaciju (direktno ili postupno). Izvor fotona u plinskom pražnjenju je zračenje lavine elektrona.
1.6.1. Ekscitacija i jonizacija molekula
Kod molekularnih plinova potrebno je uzeti u obzir mogućnost pobuđivanja samih molekula, koji za razliku od atoma vrše rotacijske i vibracijske pokrete. Ovi pokreti su takođe kvantizovani. Energija šoka na rotaciono kretanje iznosi 10-3÷ 10-1 eV, a kod oscilatornog kretanja – 10-2 ÷ 1 eV.
Prilikom elastičnog sudara elektrona sa atomom, elektron gubi
značajan deo vaše energije |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W . Kada a |
|||
Kada elektron stupi u interakciju s molekulom, elektron pobuđuje rotacijsko i vibraciono kretanje molekula. U potonjem slučaju, elektron gubi posebno značajnu energiju do 10-1 ÷ 1 eV. Stoga uzbuđenje oscilatorna kretanja molekule je efikasan mehanizam za izvlačenje energije iz elektrona. U prisustvu takvog mehanizma, ubrzanje elektrona je otežano i potrebno je jače polje kako bi elektron mogao dobiti dovoljno energije za ionizaciju. Stoga je za razgradnju molekularnog plina potreban veći napon od raspada atomskog (inertnog) plina na istoj međuelektrodnoj udaljenosti i jednakom pritisku. To pokazuju podaci u tabeli. 1.4, gdje se upoređuju vrijednosti atoma λ t, S t i U pr
prirodni i molekularni gasovi pri atmosferskom pritisku i d = 1,3 cm.
Dio I. Poglavlje 1. Elektronski i jonski procesi u gasnom pražnjenju
Tabela 1.4 |
||||||||||
Karakteristično |
Naziv gasa |
|||||||||
S t 10 − 16, cm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Sa stola 1.4 jasno je da iako su transportni presjeci S t za molekularne
polarni gasovi i argon su uporedivi, ali je probojni napon argona znatno niži.
1.7. Termička jonizacija
Na visokim temperaturama može doći do jonizacije plina zbog povećanja kinetičke energije atomskih čestica, što se naziva termička ionizacija. Tako je za pare Na, K, Cs termička jonizacija značajna na temperaturi od nekoliko hiljada stepeni, a za vazduh na temperaturi od oko 104 stepena. Vjerovatnoća termičke ionizacije raste s povećanjem temperature i smanjenjem jonizacionog potencijala atoma (molekula). Na uobičajenim temperaturama, termička jonizacija je neznatna i praktično može imati efekta samo kada se razvije lučno pražnjenje.
Međutim, treba napomenuti da su još 1951. Hornbeck i Molnar otkrili da kada se monoenergetski elektroni propuštaju kroz hladne inertne plinove, joni se formiraju pri energiji elektrona dovoljnoj samo da pobuđuju, ali ne i ioniziraju atome. Ovaj proces je nazvan asocijativna jonizacija.
Asocijativna jonizacija ponekad igra važnu ulogu u širenju jonizacionih talasa i varničkih pražnjenja na mestima gde još uvek ima veoma malo elektrona. Tu nastaju pobuđeni atomi kao rezultat apsorpcije svjetlosnih kvanta koji izlaze iz već joniziranih područja. U umjereno zagrijanom zraku, na temperaturama od 4000-8000 K, molekuli su dovoljno disocirani, ali još uvijek ima premalo elektrona za razvoj lavine. Glavni mehanizam jonizacije je reakcija u kojoj učestvuju nepobuđeni atomi N i O.
Asocijativna jonizacija se odvija prema sljedećoj shemi N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. Energija koja nedostaje od 2,8 eV dobija se iz kinetičke energije relativnog kretanja atoma.
IONIZACIJA - transformacija atoma i molekula u jone. Stepen jonizacije je odnos broja jona i broja neutralnih čestica po jedinici zapremine. Veliki enciklopedijski rečnik
Učitavanje...