Իոնացման արդյունքում առաջանում են ատոմներ։ Ատոմների իոնացում ուժեղ էլեկտրական դաշտերում. Տեսեք, թե ինչ է «իոնացումը» այլ բառարաններում
Իոնացման էներգիան ատոմի հիմնական բնութագիրն է։ Հենց դա է որոշում, թե ինչ բնույթ և ուժ ունի ատոմը: Այս հատկանիշից են կախված նաև (պարզ) նյութի նվազող հատկությունները։
«Իոնացման էներգիա» հասկացությունը երբեմն փոխարինվում է «առաջին իոնացման ներուժ» հասկացությամբ (I1), որը նշանակում է ամենափոքր էներգիան, որն անհրաժեշտ է էլեկտրոնի համար ազատ ատոմից հեռանալու համար, երբ այն գտնվում է էներգիայի վիճակում, որը կոչվում է. ամենացածր.
Մասնավորապես, ջրածնի ատոմի համար այսպես են կոչվում այն էներգիան, որն անհրաժեշտ է պրոտոնից էլեկտրոնը հեռացնելու համար: Մի քանի էլեկտրոն ունեցող ատոմների համար կա երկրորդ, երրորդ և այլն հասկացությունը: իոնացման պոտենցիալները:
Իոնացման էներգիան գումար է, որի մի անդամը էլեկտրոնի էներգիան է, իսկ մյուսը՝ համակարգի էներգիան։
Քիմիայի մեջ ջրածնի ատոմի էներգիան նշվում է «Ea» նշանով, իսկ համակարգի պոտենցիալ էներգիայի և էլեկտրոնի էներգիայի գումարը կարող է արտահայտվել բանաձևով՝ Ea= E+T= -Z.e/։ 2.Ռ.
Այս արտահայտությունից պարզ է դառնում, որ համակարգի կայունությունն ուղղակիորեն կապված է միջուկի լիցքի և նրա և էլեկտրոնի միջև եղած հեռավորության հետ։ Որքան փոքր է այս հեռավորությունը, որքան ուժեղ է միջուկի լիցքը, այնքան ուժեղ են դրանք ձգում, այնքան ավելի կայուն և կայուն է համակարգը, այնքան ավելի շատ էներգիա պետք է ծախսվի այս կապը խզելու վրա։
Ակնհայտ է, որ համակարգերի կայունությունը կարելի է համեմատել կապի ոչնչացման համար ծախսված էներգիայի մակարդակով. որքան մեծ է էներգիան, այնքան ավելի կայուն է համակարգը:
Ատոմային իոնացման էներգիան (ջրածնի ատոմում կապերը կոտրելու համար անհրաժեշտ ուժը) հաշվարկվել է փորձարարական եղանակով։ Այսօր դրա արժեքը ստույգ հայտնի է՝ 13,6 էՎ (էլեկտրոնվոլտ): Հետագայում գիտնականները, նաև մի շարք փորձերի միջոցով, կարողացան հաշվարկել ատոմ-էլեկտրոն կապը խզելու համար անհրաժեշտ էներգիան մեկ էլեկտրոնից և ջրածնի ատոմից կրկնակի լիցք ունեցող միջուկից բաղկացած համակարգերում: Փորձնականորեն հաստատվել է, որ այս դեպքում պահանջվում է 54,4 էլեկտրոն վոլտ։
Էլեկտրաստատիկայի հայտնի օրենքներում ասվում է, որ հակադիր լիցքերի (Z և e) կապը խզելու համար անհրաժեշտ իոնացման էներգիան, պայմանով, որ դրանք գտնվում են R հեռավորության վրա, ամրագրված է (որոշվում) հետևյալ հավասարմամբ՝ T=Z.e/. Ռ.
Այս էներգիան համաչափ է լիցքերի մեծությանը և, համապատասխանաբար, հակադարձ առնչություն ունի հեռավորության հետ։ Սա միանգամայն բնական է՝ որքան ուժեղ են լիցքերը, այնքան ավելի ուժեղ են դրանք կապող ուժերը, այնքան ավելի հզոր ուժ է պահանջվում նրանց միջև կապը ոչնչացնելու համար։ Նույնը վերաբերում է հեռավորությանը. որքան փոքր է այն, այնքան ավելի ուժեղ է իոնացման էներգիան, այնքան ավելի շատ ուժ պետք է կիրառվի կապը ոչնչացնելու համար:
Այս պատճառաբանությունը բացատրում է, թե ինչու է ուժեղ միջուկային լիցք ունեցող ատոմների համակարգը ավելի կայուն և ավելի շատ էներգիա է պահանջում էլեկտրոնը հեռացնելու համար:
Անմիջապես հարց է ծագում. «Եթե ընդամենը երկու անգամ ավելի ուժեղ է, ինչո՞ւ է էլեկտրոնը հեռացնելու համար պահանջվող իոնացման էներգիան ավելանում ոչ թե երկու, այլ չորս անգամ: Ինչո՞ւ է այն հավասար լիցքի քառակուսի կրկնակի (54,4/13,6 = 4)»:
Այս հակասությունը կարելի է բացատրել բավականին պարզ. Եթե համակարգում Z և e լիցքերը գտնվում են համեմատաբար փոխադարձ անշարժ վիճակում, ապա էներգիան (T) համաչափ է Z լիցքին և դրանք մեծանում են համաչափ։
Բայց մի համակարգում, որտեղ e լիցք ունեցող էլեկտրոնը պտտվում է Z լիցքով միջուկի շուրջ, իսկ Z-ը մեծանում է, R պտույտի շառավիղը համաչափ նվազում է. էլեկտրոնը դեպի միջուկը ձգվում է ավելի մեծ ուժով։
Եզրակացությունն ակնհայտ է. Իոնացման էներգիայի վրա ազդում է միջուկի լիցքը, միջուկից մինչև արտաքին էլեկտրոնի լիցքի խտության ամենաբարձր կետը (շառավղային) հեռավորությունը. արտաքին էլեկտրոնների միջև վանող ուժը և էլեկտրոնի թափանցող ուժի չափումը։
Քիմիական պրոցեսների ուսումնասիրման էներգիայի կարևոր պարամետրը ատոմի իոնացման էներգիան է։ Ջրածնի ատոմի դեպքում սա այն էներգիան է, որը պետք է ծախսվի պրոտոնից էլեկտրոնը հեռացնելու համար։
Այն հավասար է համակարգի պոտենցիալ էներգիայի և էլեկտրոնի կինետիկ էներգիայի գումարին։
E a = E+T= -Z: ե/2. R, (2.7)
որտեղ E a-ն ջրածնի ատոմի էներգիան է։
Բանաձևից (2.7) հետևում է, որ էլեկտրոնի և միջուկի միջև հեռավորության նվազումը և միջուկի լիցքի ավելացումը նշանակում են դեպի միջուկ էլեկտրոնի ձգողականության ուժի ավելացում։ Այսինքն՝ ավելի շատ էներգիա կպահանջվի միջուկից էլեկտրոնը հեռացնելու համար։ Որքան ավելի շատ էներգիա է պահանջվում այս կապը կոտրելու համար, այնքան ավելի կայուն է համակարգը:
Հետևաբար, եթե մի համակարգում կապը խզելը (էլեկտրոնը միջուկից բաժանելը) ավելի շատ էներգիա է պահանջում, քան մյուսում, ապա առաջին համակարգը ավելի կայուն է։
Ատոմի իոնացման էներգիան՝ ջրածնի ատոմում կապերը կոտրելու համար անհրաժեշտ էներգիան, որոշվել է փորձարարական եղանակով։ Այն հավասար է 13,6 էՎ-ի (էլեկտրոն վոլտ): Փորձնականորեն որոշվել է նաև մեկ էլեկտրոնից և միջուկից բաղկացած ատոմում էլեկտրոնը միջուկից հեռացնելու համար անհրաժեշտ էներգիան, որի լիցքը երկու անգամ ավելի է, քան ջրածնի ատոմի միջուկը։ Այս դեպքում անհրաժեշտ է ծախսել չորս անգամ ավելի շատ էներգիա (54,4 էՎ)։
Ինչպես հայտնի է էլեկտրաստատիկայից, էներգիան ( Տ), անհրաժեշտ է հակադիր լիցքերի միջև կապը խզելու համար ( ԶԵվ ե), գտնվում են միմյանցից հեռավորության վրա Ռ, որոշվում է հավասարությամբ
Այն համամասնական է լիցքերի չափերին և հակադարձ համեմատական՝ նրանց միջև եղած հեռավորությանը: Այս հարաբերակցությունը միանգամայն հասկանալի է. որքան մեծ են լիցքերը, այնքան ավելի ուժեղ է նրանց ձգողությունը միմյանց նկատմամբ, հետևաբար ավելի շատ էներգիա է պահանջվում նրանց միջև կապը խզելու համար։ Եվ որքան փոքր է նրանց միջև հեռավորությունը, այնքան ավելի շատ էներգիա պետք է ծախսվի կապը խզելու վրա։ Դրա շնորհիվ պարզ է դառնում, թե ինչու է ատոմային համակարգը, որտեղ միջուկային լիցքը երկու անգամ ավելի մեծ է, քան ջրածնի ատոմի միջուկային լիցքը, ավելի կայուն է և ավելի շատ էներգիա է պահանջում էլեկտրոնը հեռացնելու համար:
ԷԼԵԿՏՐՈՆՆԵՐԻ ՀԱՄԱԿԱՐԳՈՒԹՅՈՒՆմասնիկներ (մոլեկուլներ, ատոմներ, իոններ), մին. էներգիա A, որն անհրաժեշտ է էլեկտրոնը համապատասխան բացասականից հեռացնելու համար: իոն մինչև անսահմանություն: X S մասնիկի համար էլ. վերաբերում է գործընթացին.
Ս.-ից էլ. հավասար է իոնացման էներգիայի E բացասականին: իոն X - (առաջին իոնացման պոտենցիալ U 1, չափված eV-ով): Իոնացման ներուժի անալոգիայով տարբերակում են արևային առաջին և երկրորդ էներգիան, ինչպես նաև ուղղահայաց և ադիաբատիկ արևային էներգիան։ բազմատոմային մասնիկ. Թերմոդինամիկ S.-ի սահմանումը e. - լուծույթի ստանդարտ էթալպիա (1) ժամը abs. զրոյական ջերմաստիճան.
AN A (N A ~ Ավոգադրոյի հաստատուն):
Հուսալի փորձեր. տվյալներ Ս–ի մասին էլ. ատոմները և մոլեկուլները դեպի ծծումբ: 60-ական թթ 20 րդ դար գործնականում գոյություն չուներ։ Ներկայումս արտադրության և հետազոտության հավասարակշռության մեթոդների կիրառումը մերժված է: իոնները հնարավորություն են տվել ստանալ առաջին Ս.-ից մինչև էլ. Պարբերական տարրերի մեծ մասի համար: համակարգեր և մի քանիսը հարյուրավոր օրգ. եւ ոչ օրգ. մոլեկուլները. Նաիբ. S.-ից մինչև e.-ֆոտոէլեկտրոնային սպեկտրոսկոպիա (ճշգրտություն + 0,01 էՎ) և զանգվածային սպեկտրոմետրիա որոշելու խոստումնալից մեթոդներ։ իոն-մոլեկուլային ռեակցիաների հավասարակշռության ուսումնասիրություն։ Քվանտային մեխ. Ս.-ի հաշվարկները էլ. նման են իոնացման պոտենցիալների հաշվարկներին։ Պոլիատոմային մոլեկուլների համար լավագույն ճշգրտությունը 0,05-0,1 էՎ է։
Ամենամեծ Ս.-ից մինչև էլ. ունեն հալոգենի ատոմներ. Մի շարք տարրերի համար Ս.-ից մինչև էլ. զրոյին մոտ կամ զրոյից պակաս: Վերջինս նշանակում է, որ տվյալ տարրի համար կայուն արժեքը բացասական է։ իոն գոյություն չունի: Աղյուսակում Աղյուսակ 1-ում ներկայացված են S.-ի արժեքները e. ատոմները, որոնք ստացվել են ֆոտոէլեկտրոնային սպեկտրոսկոպիայի միջոցով (աշխատանք՝ Վ. Լայնեբերգերի և գործընկերների կողմից)։
ԷԼԵԿՏՐԱԲԱԶԵՑԱԿԱՆՈՒԹՅՈՒՆ, մեծություն, որը բնութագրում է ատոմի կովալենտային կապերը բևեռացնելու ունակությունը։ Եթե երկատոմային A - B մոլեկուլում կապը կազմող էլեկտրոնները ավելի ուժեղ են ձգվում դեպի B ատոմ, քան A ատոմը, ապա B ատոմը համարվում է ավելի էլեկտրաբացասական, քան A-ն:
L. Pauling-ը առաջարկել է (1932 թ.) քանակների համար։ էլեկտրաբացասական բնութագրերը օգտագործում են ջերմաքիմիական. տվյալներ համապատասխանաբար A-A, B - B և A - B կապերի էներգիայի վերաբերյալ: E AA, E bb և E AB: Էներգիան զուտ հիպոթետիկ է կովալենտային կապ A - B (E cov) ենթադրվում է, որ հավասար է միջին թվաբանականին: կամ երկրաչափական միջին E AA և E BB արժեքները: Եթե A և B ատոմների էլեկտրաբացասականությունը տարբեր են, ապա A - B կապը դադարում է լինել զուտ կովալենտ, և կապի էներգիան E AB մեծությամբ կդառնա E կովալենտից:
Որքան մեծ է A և B ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան մեծ է էմպիրիկ արժեքը: f-lu 
(0,208 գործակիցն առաջանում է էներգիայի արժեքները կկալ/մոլից eV-ի փոխարկելիս) և ջրածնի ատոմի համար 2,1 կամայական էլեկտրաբացասական արժեք վերցնելիս՝ Փոլինգը ստացավ հարմար հարաբերական սանդղակ: թվային արժեքներէլեկտրաբացասականություն, որոնցից մի քանիսը տրված են աղյուսակում: Նաիբ. Հալոգեններից ամենաթեթևը՝ F, էլեկտրաբացասական է, ամենաքիչ ծանրը՝ ծանր ալկալային մետաղները։
Քանակների համար։ էլեկտրաբացասականության նկարագրությունները, բացի ջերմաքիմիականից: Օգտագործվում են նաև տվյալներ, մոլեկուլների երկրաչափության վերաբերյալ տվյալներ (օրինակ՝ Սանդերսոնի մեթոդ), սպեկտրային բնութագրիչներ (օրինակ՝ Գորդու մեթոդ)։
ատոմային շառավղով, ատոմների արդյունավետ բնութագրերը, որոնք թույլ են տալիս մոտավորապես գնահատել միջատոմային (միջմիջուկային) հեռավորությունը մոլեկուլներում և բյուրեղներում։ Ըստ գաղափարների քվանտային մեխանիկա, ատոմները չունեն հստակ սահմաններ, սակայն այդ միջուկից որոշակի հեռավորության վրա տվյալ միջուկի հետ կապված էլեկտրոն գտնելու հավանականությունը արագորեն նվազում է հեռավորության մեծացման հետ։ Ուստի որոշակի շառավիղ է հատկացվում ատոմին՝ հավատալով, որ էլեկտրոնի խտության ճնշող մեծամասնությունը (90-98%) պարունակվում է այս շառավիղի ոլորտում։ Ատոմային շառավիղները շատ փոքր արժեքներ են՝ 0,1 նմ կարգի, բայց դրանց չափերի նույնիսկ փոքր տարբերությունները կարող են ազդել դրանցից կառուցված բյուրեղների կառուցվածքի, մոլեկուլների հավասարակշռության կոնֆիգուրացիայի վրա և այլն։ Փորձարարական տվյալները ցույց են տալիս, որ շատերի մոտ Այն դեպքերում, երկու ատոմների միջև ամենակարճ հեռավորությունը իսկապես մոտավորապես հավասար է համապատասխան ատոմային շառավիղների գումարին (այսպես կոչված՝ ատոմային շառավիղների հավելման սկզբունքը)։ Կախված ատոմների կապի տեսակից՝ առանձնանում են մետաղական, իոնային, կովալենտային և վան դեր Վալսի ատոմային շառավիղները։
Մետաղական շառավիղը հավասար է բյուրեղային ատոմների միջև ամենակարճ հեռավորության կեսին: մետաղական կառուցվածք. Դրա արժեքը կախված է համակարգումից: K թվեր (կառույցում ատոմի մոտակա հարևանների թիվը): Ամենատարածված կառուցվածքները K = 12 ունեցող մետաղներն են: Եթե վերցնենք ատոմային շառավիղների արժեքը այնպիսի բյուրեղներում, ինչպիսին է 1, ապա K-ով մետաղների ատոմային շառավիղները համապատասխանաբար հավասար կլինեն 8, 6 և 4: 0.98, 0.96 և 0.88: Ատոմային շառավիղների արժեքների հարևանությունը քայքայվում է. մետաղներ - անհրաժեշտ (թեև ոչ բավարար) պայման այս մետաղների ձևավորման համար պինդ լուծումներփոխարինումներ. Այսպիսով, հեղուկ K-ն ու Li-ն (շառավիղները համապատասխանաբար 0,236 և 0,155 նմ) սովորաբար չեն խառնվում, իսկ K-ն Rb-ի և Cs-ի հետ կազմում է պինդ լուծույթների շարունակական շարք (շառավիղներ Rb և Cs, համապատասխանաբար, 0,248 և 0,268 նմ): Մետաղի հավելում ատոմային շառավիղները թույլ են տալիս կանխատեսել բյուրեղային պարամետրերը չափավոր ճշգրտությամբ: միջմետաղական վանդակաճաղեր կապեր.
Իոնային շառավիղներն օգտագործվում են իոնային բյուրեղներում միջմիջուկային ամենակարճ հեռավորությունների գնահատման համար՝ ենթադրելով, որ այդ հեռավորությունները հավասար են ատոմների համապատասխան իոնային շառավիղների գումարին։ Կան մի քանիսը իոնային շառավիղների արժեքների համակարգեր, որոնք տարբերվում են առանձին իոնների համար, բայց հանգեցնում են մոտավորապես նույն միջմիջուկային հեռավորություններին իոնային բյուրեղներում: Իոնային շառավիղներն առաջին անգամ որոշվել են 1920-ական թվականներին։ 20 րդ դար V. M. Goldshmidt-ը, ով ապավինում էր ռեֆրակտոմետրիկին: F - և O 2- շառավիղների արժեքները համապատասխանաբար հավասար են: 0,133 և 0,132 նմ: Լ.Պոլինգի համակարգում հիմք է ընդունվում O 2-իոնի շառավիղը՝ հավասար 0,140 նմ, Ն.Վ.Բելովի և Գ.Բ.Բոկիի տարածված համակարգում նույն իոնի շառավիղը վերցված է հավասար 0,136 նմ, մ. Կ.Շենոնի համակարգը -0,121 նմ (K = 2):
Կովալենտային շառավիղը հավասար է մեկ քիմիական նյութի երկարության կեսին: X-X միացումներ, որտեղ X-ը ոչ մետաղական ատոմ է։ Հալոգենների համար կովալենտային ատոմային շառավիղը X 2 մոլեկուլում միջմիջուկային հեռավորության կեսն է, S-ի և Se-ի համար՝ X 8-ում, S-in բյուրեղյաադամանդ F, Cl, Br, I, S, Se և C-ի կովալենտային շառավիղները համապատասխանաբար հավասար են։ 0.064, 0.099, 0.114, 0.133, 0.104, 0.117 և 0.077 նմ: Ջրածնի կովալենտային շառավիղը համարվում է 0,030 նմ, թեև երկարության կեսը N-N կապեր H2 մոլեկուլում 0,037 նմ է: Օգտագործելով ատոմային շառավիղների հավելյալության կանոնը, գուշակվում են կապի երկարությունները բազմատոմ մոլեկուլներում։ Օրինակ, C-H, C-F և C-C1 կապերի երկարությունները պետք է լինեն համապատասխանաբար 0,107, 0,141 և 0,176 նմ, և դրանք իսկապես մոտավորապես հավասար են շատերի նշված արժեքներին: օրգ. մոլեկուլներ, որոնք չեն պարունակում բազմաթիվ ածխածնային-ածխածնային կապեր. հակառակ դեպքում նվազում են համապատասխան միջմիջուկային հեռավորությունները։
Վան դեր Վալսի շառավիղները որոշում են ազնիվ գազի ատոմների արդյունավետ չափերը: Ենթադրվում է նաև, որ այս շառավիղները հավասար են միջմիջուկային հեռավորության կեսին ամենամոտ միանման ատոմների միջև, որոնք քիմիապես կապված չեն միմյանց հետ: հաղորդակցություն, այսինքն. տարբեր մոլեկուլների պատկանող, օրինակ. մոլեկուլային բյուրեղներում: Վան դեր Վալսի շառավիղների արժեքները հայտնաբերվում են՝ օգտագործելով ատոմային շառավիղների հավելյալության սկզբունքը, բյուրեղներում հարևան մոլեկուլների ամենակարճ շփումներից: Միջինում դրանք ~0,08 նմ-ով մեծ են կովալենտային շառավղներից։ Վան դեր Վալսի շառավիղների իմացությունը թույլ է տալիս որոշել մոլեկուլների կոնֆորմացիան և դրանց փաթեթավորումը մոլեկուլային բյուրեղներում: Մոլեկուլների էներգետիկ առումով բարենպաստ կոնֆորմացիաները սովորաբար այն կոնֆորմացիաներն են, որոնցում վալենտային չկապված ատոմների վան դեր Վալսի շառավիղների համընկնումը փոքր է: Վալենտային կապով կապված ատոմների Վան դեր Վալսի գնդերը մեկ մոլեկուլի մեջ համընկնում են: Արտաք. համընկնող գնդերի ուրվագիծը որոշում է մոլեկուլի ձևը: Մոլեկուլային բյուրեղները հնազանդվում են սերտ փաթեթավորման սկզբունքին, ըստ որի՝ մոլեկուլները, որոնք մոդելավորվել են իրենց «վան դեր Վալսի եզրագծով», դասավորվում են այնպես, որ մի մոլեկուլի «ելուստները» տեղավորվում են մյուսի «խոռոչներում»։ Օգտագործելով այս գաղափարները՝ կարելի է մեկնաբանել բյուրեղագրականը։ տվյալներ, իսկ որոշ դեպքերում կանխատեսում են մոլեկուլային բյուրեղների կառուցվածքը։
Տոմս 6.
Քիմիական կապ.
Ատոմներից մոլեկուլների, մոլեկուլային իոնների, իոնների, բյուրեղային, ամորֆ և այլ նյութերի առաջացումը ուղեկցվում է էներգիայի նվազմամբ՝ համեմատած չփոխազդող ատոմների հետ։ Այս դեպքում նվազագույն էներգիան համապատասխանում է միմյանց նկատմամբ ատոմների որոշակի դասավորվածությանը, որը համապատասխանում է էլեկտրոնների խտության զգալի վերաբաշխմանը։ Նոր գոյացություններում ատոմները իրար պահող ուժերը ստացել են «քիմիական կապ» ընդհանուր անվանումը։ Քիմիական կապերի կարևորագույն տեսակները՝ իոնային, կովալենտային, մետաղական, ջրածնային, միջմոլեկուլային։
Համաձայն էլեկտրոնային վալենտական տեսության՝ քիմիական կապը առաջանում է վալենտական ուղեծրերում էլեկտրոնների վերաբաշխման արդյունքում, որի արդյունքում ձևավորվում է կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաազնիվ գազ (օկտետ) իոնների առաջացման (Վ. Կոսել) կամ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի (Գ. Լյուիս) առաջացման պատճառով։
Քիմիական կապը բնութագրվում է էներգիայով և երկարությամբ: Կապի ուժի չափանիշն այն էներգիան է, որը ծախսվում է կապի խզման վրա, կամ էներգիայի ավելացումը առանձին ատոմներից միացություն (Eb) ձևավորելիս: Այսպիսով, H√H կապը խզելու համար ծախսվում է 435 կՋմոլ √1, իսկ մեթանի ատոմացման վրա՝ 1648 կՋմոլ √1 CH 4 √ 1648 կՋմոլ √1, այս դեպքում E C√H = 1648: Կապի երկարություն (նմ) √ որոշակի կապի միջուկների միջև հեռավորությունը: Որպես կանոն, կապի երկարությունը և դրա էներգիան հակասում են. որքան երկար է կապի երկարությունը, այնքան ցածր է դրա էներգիան:
Քիմիական կապը սովորաբար ներկայացված է փոխազդող ատոմները միացնող գծերով. յուրաքանչյուր հարված համարժեք է էլեկտրոնների ընդհանրացված զույգին: Երկու ատոմից ավելի պարունակող միացություններում կարևոր բնութագիր է կապի անկյունը, որը ձևավորվում է մոլեկուլում քիմիական կապերով և արտացոլում դրա երկրաչափությունը:
Մոլեկուլի բևեռականությունը որոշվում է երկկենտրոն կապ ձևավորող ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությամբ, մոլեկուլի երկրաչափությամբ, ինչպես նաև միայնակ էլեկտրոնային զույգերի առկայությամբ, քանի որ մոլեկուլում էլեկտրոնային խտության մի մասը կարող է տեղայնացվել: ոչ թե պարտատոմսերի ուղղությամբ։ Կապի բևեռականությունն արտահայտվում է նրա իոնային բաղադրիչի միջոցով, այսինքն՝ էլեկտրոնային զույգի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ տեղափոխելու միջոցով։ Կապի բևեռականությունը կարող է արտահայտվել նրա դիպոլային մոմենտով m, որը հավասար է տարրական լիցքի և դիպոլի երկարության արտադրյալին *) m = e l։ Մոլեկուլի բևեռականությունն արտահայտվում է նրա դիպոլային մոմենտով, որը հավասար է վեկտորային գումարմոլեկուլի կապերի բոլոր դիպոլային մոմենտները։
*) Դիպոլը երկու հավասար, բայց հակադիր լիցքերի համակարգ է, որոնք տեղակայված են միմյանցից միավոր հեռավորության վրա: Դիպոլի մոմենտը չափվում է կուլոն մետրերով (Cm) կամ դեբայներով (D); 1D = 0,33310 √29 Կլմ.
Այս բոլոր գործոնները պետք է հաշվի առնել: Օրինակ, CO գծային մոլեկուլի համար 2 մ = 0, իսկ SO 2 մ = 1,79 Դ՝ իր անկյունային կառուցվածքի պատճառով: NF 3-ի և NH 3-ի դիպոլային պահերը ազոտի ատոմի նույն հիբրիդացումով (sp 3), N√F և N√H կապերի մոտավորապես նույն բևեռականությունը (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2.1 ) և համանման մոլեկուլային երկրաչափությունը էապես տարբերվում են, քանի որ ազոտի էլեկտրոնների միայնակ զույգի դիպոլային մոմենտը վեկտորի ավելացման ժամանակ NH 3-ի դեպքում մեծացնում է մոլեկուլի մ-ը, իսկ NF 3-ի դեպքում՝ նվազում։
Իոնացման էներգիա(E ion) կոչվում է էներգիա, որը ծախսվում է ատոմից էլեկտրոն հեռացնելու և ատոմը դրական լիցքավորված իոնի վերածելու համար.
Փորձնականորեն ատոմների իոնացումն իրականացվում է էլեկտրական դաշտում՝ չափելով պոտենցիալ տարբերությունը, որի դեպքում տեղի է ունենում իոնացում։ Այս պոտենցիալ տարբերությունը կոչվում է իոնացման ներուժ(J). Իոնացման ներուժի չափման միավորը eV/ատոմն է, իսկ իոնացման էներգիայի միավորը՝ կՋ/մոլ; Անցումը մի արժեքից մյուսին իրականացվում է ըստ հարաբերությունների.
E իոն = 96,5 Ջ
Ատոմից առաջին էլեկտրոնի հեռացումը բնութագրվում է առաջին իոնացման պոտենցիալով (J 1), երկրորդին՝ երկրորդով (J 2) և այլն։ Հերթական իոնացման պոտենցիալները մեծանում են (Աղյուսակ 1), քանի որ յուրաքանչյուր հաջորդ էլեկտրոն պետք է հեռացվի մեկով ավելացող դրական լիցքով իոնից: Սեղանից 1-ը ցույց է տալիս, որ լիթիում իոնացման պոտենցիալի կտրուկ աճ է նկատվում J2-ի, բերիլիումում՝ J3-ի, բորիում՝ J4-ի և այլնի համար։ Ջ-ի կտրուկ աճը տեղի է ունենում, երբ արտաքին էլեկտրոնների հեռացումն ավարտվում է, իսկ հաջորդ էլեկտրոնը գտնվում է նախաարտաքին էներգիայի մակարդակում։
Աղյուսակ 1
Երկրորդ շրջանի տարրերի ատոմների (eV/ատոմ) իոնացման պոտենցիալները
| Տարր | J 1 | J2 | J 3 | J 4 | J5 | J 6 | J 7 | J 8 |
| Լիթիում | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Բերիլիում | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Բոր | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Ածխածին | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Ազոտ | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Թթվածին | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Ֆտորին | 17,40 | 35,0 | 62,7 | 87,2 | 114,2 | 157,1 | 185,1 | 953,6 |
| Նեոն | 21,60 | 41,1 | 63,0 | 97,0 | 126,3 | 157,9 |
Իոնացման պոտենցիալը տարրի «մետաղականության» ցուցիչ է. որքան ցածր է այն, այնքան էլեկտրոնի համար ավելի հեշտ է անջատվել ատոմից, և այնքան ավելի ուժեղ պետք է արտահայտվեն տարրի մետաղական հատկությունները: Այն տարրերի համար, որոնց հետ սկսվում են ժամանակաշրջանները (լիթիում, նատրիում, կալիում և այլն), առաջին իոնացման պոտենցիալը կազմում է 4–5 էՎ/ատոմ, և այդ տարրերը բնորոշ մետաղներ են։ Այլ մետաղների համար J 1 արժեքներն ավելի բարձր են, բայց ոչ ավելի, քան 10 էՎ/ատոմ, իսկ ոչ մետաղների համար՝ սովորաբար ավելի քան 10 էՎ/ատոմ՝ ազոտ 14,53 էՎ/ատոմ, թթվածին 13,60 էՎ/ատոմ և այլն։
Առաջին իոնացման պոտենցիալները մեծանում են ժամանակաշրջաններում և նվազում խմբերում (նկ. 14), ինչը վկայում է ժամանակաշրջաններում ոչ մետաղական հատկությունների, իսկ խմբերում՝ մետաղականների աճի մասին։ Հետեւաբար, ոչ մետաղները գտնվում են վերին աջ մասում, իսկ մետաղները՝ պարբերական համակարգի ստորին ձախ մասում։ Մետաղների և ոչ մետաղների միջև սահմանը «լղոզված է», քանի որ Տարրերի մեծ մասն ունի ամֆոտերային (երկակի) հատկություններ։ Այնուամենայնիվ, նման պայմանական սահման կարելի է գծել, այն ցուցադրվում է պարբերական աղյուսակի երկար (18 բջիջներով) ձևով, որը հասանելի է այստեղ՝ դասարանում և տեղեկագրքում:
Բրինձ. 14. Իոնացման ներուժի կախվածություն
առաջին–հինգերորդ ժամանակաշրջանների տարրերի ատոմային թվից։
Օրինակ 10. Նատրիումի իոնացման պոտենցիալը կազմում է 5,14 էՎ/ատոմ, իսկ ածխածնիը՝ 11,26 էՎ/ատոմ։ Ո՞րն է նրանց իոնացման էներգիան:
Լուծում. 1) E իոն (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 կՋ/մոլ
2) E իոն (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 կՋ/մոլ
Այս հարաբերությունների գործնական նշանակությունն այն է, որ իմանալով μ, որը համեմատաբար հեշտ է չափել, կարելի է որոշել D,
որը բավականին դժվար է ուղղակիորեն որոշել:
Ամբիբևեռ դիֆուզիոն
Ե՛վ էլեկտրոնները, և՛ իոնները ցրվում են գազի արտանետման պլազմայում: Դիֆուզիայի գործընթացը կարծես հետևյալն է. Էլեկտրոնները, որոնք ունեն ավելի բարձր շարժունակություն, ավելի արագ են ցրվում, քան իոնները։ Դրա շնորհիվ էլեկտրոնների և հետամնաց դրական իոնների միջև առաջանում է էլեկտրական դաշտ։ Այս դաշտը արգելակում է էլեկտրոնների հետագա դիֆուզիան և հակառակը՝ արագացնում է իոնների դիֆուզիան։ Երբ իոնները քաշվում են դեպի էլեկտրոնները, այս էլեկտրական դաշտը թուլանում է, և էլեկտրոնները նորից բաժանվում են իոններից։ Այս գործընթացը տեղի է ունենում շարունակաբար: Այս դիֆուզիան կոչվում է ամբիբևեռ դիֆուզիա, որի գործակիցն է
Դ ամբ = |
D e μ և + D և μ e |
|||
μ e + μ և |
||||
որտեղ D e ,D և |
- էլեկտրոնների և իոնների դիֆուզիոն գործակիցները. μ e, μ և – |
|||
էլեկտրոնների և իոնների շարժունակությունը. |
||||
Քանի որ D e >> D u և μ e >> μ և , ստացվում է, որ |
D և μ e ≈ D e μ և, |
|||
հետևաբար D amb ≈ 2D և . Նման դիֆուզիոն տեղի է ունենում, օրինակ, փայլի արտանետման դրական սյունակում:
1.6. Ատոմների և մոլեկուլների գրգռում և իոնացում
Հայտնի է, որ ատոմը բաղկացած է դրական իոնից և էլեկտրոններից, որոնց թիվը որոշվում է տարրի քանակով։ պարբերական աղյուսակԴ.Ի. Մենդելեևը. Ատոմում էլեկտրոնները գտնվում են հատուկ էներգիայի մակարդակներում: Եթե էլեկտրոնը արտաքինից որոշակի էներգիա է ստանում, այն տեղափոխվում է ավելին բարձր մակարդակ, որը կոչվում է գրգռման մակարդակ։
Սովորաբար էլեկտրոնը գտնվում է գրգռման մակարդակում կարճ ժամանակով՝ մոտ 10-8 վրկ։ Երբ էլեկտրոնը զգալի էներգիա է ստանում, այն հեռանում է միջուկից այնքան մեծ հեռավորության վրա, որ կարող է կորցնել կապը նրա հետ և ազատվել։ Միջուկի հետ ամենաքիչը կապված են վալենտային էլեկտրոնները, որոնք գտնվում են ավելի բարձր էներգիայի մակարդակներում և, հետևաբար, ավելի հեշտությամբ են անջատվում ատոմից: Ատոմից էլեկտրոնի հեռացման գործընթացը կոչվում է իոնացում:
Նկ. Նկար 1.3-ը ցույց է տալիս ատոմում վալենտային էլեկտրոնի էներգետիկ պատկերը: Այստեղ W o-ն էլեկտրոնի հիմքն է, W mst-ը՝ մետաստաբիլ մակարդակը
nal մակարդակ, W 1, W 2 - գրգռման մակարդակներ (առաջին, երկրորդ և այլն):
Մաս I. Գլուխ 1. Էլեկտրոնային և իոնային գործընթացները գազի արտանետման մեջ
Բրինձ. 1.3. Ատոմում էլեկտրոնի էներգիայի պատկերը
W = 0 այն վիճակն է, երբ էլեկտրոնը կորցնում է իր կապը ատոմի հետ: W և = W ′ − W o արժեքը
իոնացման էներգիա: Որոշ գազերի համար այս մակարդակների արժեքները տրված են աղյուսակում: 1.3.
Մետակայուն մակարդակը բնութագրվում է նրանով, որ էլեկտրոնների անցումը դեպի և դրանից արգելված է: Այս մակարդակը լրացվում է այսպես կոչված փոխանակման փոխազդեցությամբ, երբ դրսից էլեկտրոնը ընկնում է W mst մակարդակի վրա, և ավելցուկը
էլեկտրոնը հեռանում է ատոմից։ Գազի արտանետման պլազմայում տեղի ունեցող գործընթացներում մետակայուն մակարդակները կարևոր դեր են խաղում, քանի որ վրա նորմալ մակարդակԷլեկտրոնը գրգռվում է 10-8 վրկ, իսկ մետաստաբիլ մակարդակում՝ 10-2 ÷ 10-3 վրկ։
Աղյուսակ 1.3
Էներգիա, eV |
CO2 |
||||||||
W վրեժ |
|||||||||
Ատոմային մասնիկների գրգռման գործընթացը նաև որոշում է իոնացումը ռեզոնանսային ճառագայթման այսպես կոչված դիֆուզիայի ֆենոմենի միջոցով։ Այս երեւույթն այն է, որ գրգռված ատոմը, վերադառնալով նորմալ վիճակի, արձակում է լույսի քվանտ, որը գրգռում է հաջորդ ատոմը եւ այլն։ Ռեզոնանսային ճառագայթման դիֆուզիոն շրջանը որոշվում է ֆոտոնի միջին ազատ ճանապարհով λ ν, որը կախված է.
մաղեր ատոմային մասնիկների խտության վրա n. Այսպիսով, n= 1016 սմ-3 λ ν =10-2 ÷ 1-ում
տես Ռեզոնանսային ճառագայթման դիֆուզիայի ֆենոմենը որոշվում է նաև մետաստաբիլ մակարդակների առկայությամբ։
Քայլ իոնացումը կարող է տեղի ունենալ ըստ տարբեր սխեմաների. ա) առաջին էլեկտրոնը կամ ֆոտոնը գրգռում է չեզոքը.
նեյտրոնային մասնիկը, իսկ երկրորդ էլեկտրոնը կամ ֆոտոնը լրացուցիչ էներգիա է հաղորդում վալենտային էլեկտրոնին՝ առաջացնելով այս չեզոք մասնիկի իոնացումը.
Մաս I. Գլուխ 1. Էլեկտրոնային և իոնային գործընթացները գազի արտանետման մեջ
ատոմ, և այս պահին գրգռված ատոմը անցնում է նորմալ վիճակի և արձակում է լույսի քվանտ, որը մեծացնում է էներգիան.
գ) վերջապես, երկու գրգռված ատոմները հայտնվում են միմյանց մոտ: Այս դեպքում նրանցից մեկն անցնում է նորմալ վիճակի և արձակում է լույսի քվանտ, որը իոնացնում է երկրորդ ատոմը։
Պետք է նշել, որ փուլային իոնացումն արդյունավետ է դառնում, երբ արագ էլեկտրոնների կոնցենտրացիան (էներգիաներով մոտ է.
W և ), ֆոտոնները և գրգռված ատոմները բավականին մեծ են: Սա
տեղի է ունենում, երբ իոնացումը դառնում է բավականաչափ ինտենսիվ: Իր հերթին, ատոմների և մոլեկուլների վրա ընկած ֆոտոնները կարող են նաև առաջացնել գրգռում և իոնացում (ուղղակի կամ աստիճանաբար)։ Գազի արտանետման մեջ ֆոտոնների աղբյուրը էլեկտրոնային ավալանշի ճառագայթումն է։
1.6.1. Մոլեկուլների գրգռում և իոնացում
Մոլեկուլային գազերի համար անհրաժեշտ է հաշվի առնել հենց մոլեկուլների գրգռման հնարավորությունը, որոնք, ի տարբերություն ատոմների, կատարում են պտտվող և թրթռումային շարժումներ։ Այս շարժումները նույնպես քվանտացված են: Ցատկի էներգիան ժամը ռոտացիոն շարժում 10-3÷ 10-1 էՎ է, իսկ տատանողական շարժումով՝ 10-2 ÷ 1 էՎ։
Ատոմի հետ էլեկտրոնի առաձգական բախման ժամանակ էլեկտրոնը կորցնում է
ձեր էներգիայի զգալի մասը |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 Վտ. Երբ ա |
|||
Երբ էլեկտրոնը փոխազդում է մոլեկուլի հետ, էլեկտրոնը գրգռում է մոլեկուլների պտտման և թրթռողական շարժումը: Վերջին դեպքում էլեկտրոնը կորցնում է հատկապես զգալի էներգիա մինչև 10-1 ÷ 1 էՎ։ Հետևաբար հուզմունքը տատանողական շարժումներմոլեկուլները էլեկտրոնից էներգիա կորզելու արդյունավետ մեխանիզմ է: Նման մեխանիզմի առկայության դեպքում էլեկտրոնի արագացումը խոչընդոտվում է, և անհրաժեշտ է ավելի ուժեղ դաշտ, որպեսզի էլեկտրոնը կարողանա բավարար էներգիա ստանալ իոնացման համար։ Հետևաբար, մոլեկուլային գազի քայքայումը պահանջում է ավելի մեծ լարում, քան ատոմային (իներտ) գազի քայքայումը նույն միջէլեկտրոդային հեռավորության վրա և հավասար ճնշման տակ։ Սա ցույց են տալիս աղյուսակի տվյալները: 1.4, որտեղ համեմատվում են λ t, S t և U pr ատոմի արժեքները
նալ և մոլեկուլային գազեր մթնոլորտային ճնշման և d = 1,3 սմ.
Մաս I. Գլուխ 1. Էլեկտրոնային և իոնային գործընթացները գազի արտանետման մեջ
Աղյուսակ 1.4 |
||||||||||
Բնութագրական |
Գազի անվանումը |
|||||||||
S t 10 − 16, սմ2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Սեղանից 1.4 պարզ է, որ թեև տրանսպորտի խաչմերուկը S t-ի համար մոլեկուլային
բևեռային գազերը և արգոնը համեմատելի են, բայց արգոնի քայքայման լարումը զգալիորեն ցածր է:
1.7. Ջերմային իոնացում
Բարձր ջերմաստիճանի դեպքում գազի իոնացումը կարող է տեղի ունենալ ատոմային մասնիկների կինետիկ էներգիայի ավելացման պատճառով, որը կոչվում է ջերմային իոնացում։ Այսպիսով, Na, K, Cs գոլորշիների համար ջերմային իոնացումը զգալի է մի քանի հազար աստիճան ջերմաստիճանում, իսկ օդի համար՝ մոտ 104 աստիճան ջերմաստիճանում։ Ջերմային իոնացման հավանականությունը մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման և ատոմների (մոլեկուլների) իոնացման ներուժի նվազման հետ։ Սովորական ջերմաստիճաններում ջերմային իոնացումը աննշան է և գործնականում կարող է ազդեցություն ունենալ միայն աղեղային արտանետումների առաջացման դեպքում:
Այնուամենայնիվ, հարկ է նշել, որ դեռևս 1951 թվականին Հորնբեքը և Մոլնարը հայտնաբերեցին, որ երբ մոնոէներգետիկ էլեկտրոնները անցնում են սառը իներտ գազերի միջով, իոնները ձևավորվում են էլեկտրոնային էներգիայով, որը բավարար է միայն ատոմները գրգռելու, բայց ոչ իոնացնելու համար: Այս գործընթացը կոչվում էր ասոցիատիվ իոնացում։
Ասոցիատիվ իոնացումը երբեմն կարևոր դեր է խաղում իոնացման ալիքների և կայծային արտանետումների տարածման մեջ այն վայրերում, որտեղ դեռ շատ քիչ էլեկտրոններ կան: Այնտեղ գրգռված ատոմներ են գոյանում արդեն իոնացված շրջաններից առաջացող լույսի քվանտների կլանման արդյունքում։ Չափավոր տաքացած օդում, 4000–8000 Կ ջերմաստիճանի դեպքում, մոլեկուլները բավականաչափ տարանջատված են, բայց դեռևս շատ քիչ էլեկտրոններ կան ձնահյուսի առաջացման համար: Իոնացման հիմնական մեխանիզմը ռեակցիան է, որին մասնակցում են չգրգռված N և O ատոմները։
Ասոցիատիվ իոնացումն ընթանում է հետևյալ սխեմայով N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. Բացակայող 2,8 էՎ էներգիան ստացվում է ատոմների հարաբերական շարժման կինետիկ էներգիայից։
ԻՈՆԱՑՈՒՄ - ատոմների և մոլեկուլների վերածումը իոնների: Իոնացման աստիճանը իոնների քանակի հարաբերակցությունն է չեզոք մասնիկների քանակին մեկ միավորի ծավալով։ Հանրագիտարանային մեծ բառարան
Բեռնվում է...