Come risultato della ionizzazione, si formano gli atomi. Ionizzazione degli atomi in forti campi elettrici. Scopri cos'è la "ionizzazione" in altri dizionari
L'energia di ionizzazione è la caratteristica principale di un atomo. È questo che determina la natura e la forza che un atomo è in grado di formare. Da questa caratteristica dipendono anche le proprietà riducenti di una sostanza (semplice).
Il concetto di “energia di ionizzazione” è talvolta sostituito dal concetto di “potenziale di prima ionizzazione” (I1), ovvero la più piccola energia necessaria affinché un elettrone si allontani da un atomo libero quando si trova in uno stato energetico chiamato più basso.
In particolare, per un atomo di idrogeno questo è il nome dato all'energia necessaria per sottrarre un elettrone a un protone. Per gli atomi con più elettroni esiste il concetto di secondo, terzo, ecc. potenziali di ionizzazione.
L'energia di ionizzazione è una somma, un termine della quale è l'energia dell'elettrone e l'altro è l'energia del sistema.
In chimica, l'energia di un atomo di idrogeno è indicata con il simbolo “Ea”, e la somma dell'energia potenziale del sistema e dell'energia dell'elettrone può essere espressa dalla formula: Ea= E+T= -Z.e/ 2.R.
Da questa espressione risulta chiaro che la stabilità del sistema è direttamente correlata alla carica del nucleo e alla distanza tra esso e l'elettrone. Minore è questa distanza, più forte è la carica del nucleo, più forte si attraggono, più stabile e stabile è il sistema, maggiore è l'energia che deve essere spesa per rompere questo legame.
Ovviamente, la stabilità dei sistemi può essere paragonata al livello di energia spesa per distruggere la connessione: maggiore è l'energia, più stabile è il sistema.
L'energia di ionizzazione atomica (la forza richiesta per rompere i legami in un atomo di idrogeno) è stata calcolata sperimentalmente. Oggi si conosce esattamente il suo valore: 13,6 eV (elettronvolt). Successivamente gli scienziati, anche attraverso una serie di esperimenti, riuscirono a calcolare l'energia necessaria per rompere il legame atomo-elettrone in sistemi costituiti da un solo elettrone e un nucleo con carica doppia rispetto a quella di un atomo di idrogeno. È stato sperimentalmente stabilito che in questo caso sono necessari 54,4 elettronvolt.
Le ben note leggi dell’elettrostatica affermano che l’energia di ionizzazione necessaria per rompere il legame tra cariche opposte (Z ed e), purché si trovino ad una distanza R, è fissa (determinata) dalla seguente equazione: T=Z.e/ R.
Questa energia è proporzionale all'entità delle cariche e, di conseguenza, è inversamente proporzionale alla distanza. Questo è del tutto naturale: più forti sono le cariche, più forti sono le forze che le collegano, più potente è la forza necessaria per distruggere la connessione tra loro. Lo stesso vale per la distanza: quanto più piccola è, tanto più forte è l'energia di ionizzazione, tanto maggiore sarà la forza da applicare per distruggere il legame.
Questo ragionamento spiega perché un sistema di atomi con una forte carica nucleare è più stabile e richiede più energia per rimuovere un elettrone.
Sorge subito la domanda: "Se è forte solo il doppio, perché l'energia di ionizzazione necessaria per rimuovere un elettrone aumenta non di due, ma di quattro volte? Perché è pari al doppio della carica al quadrato (54,4/13,6 = 4)?".
Questa contraddizione può essere spiegata in modo molto semplice. Se le cariche Z ed e nel sistema sono in uno stato di immobilità relativamente reciproco, allora l'energia (T) è proporzionale alla carica Z e aumentano proporzionalmente.
Ma in un sistema in cui un elettrone con carica e ruota attorno a un nucleo con carica Z, e Z aumenta, il raggio di rotazione R diminuisce proporzionalmente: l'elettrone è attratto dal nucleo con maggiore forza.
La conclusione è ovvia. L'energia di ionizzazione è influenzata dalla carica del nucleo, dalla distanza (radialmente) dal nucleo al punto più alto della densità di carica dell'elettrone esterno; la forza repulsiva tra gli elettroni esterni e una misura del potere di penetrazione di un elettrone.
Un parametro energetico importante per lo studio dei processi chimici è l'energia di ionizzazione di un atomo. Nel caso di un atomo di idrogeno, questa è l'energia che deve essere spesa per togliere un elettrone da un protone.
È uguale alla somma dell'energia potenziale del sistema e dell'energia cinetica dell'elettrone.
Ea = E+T= -Z . e/2. R, (2.7)
dove E a è l'energia dell'atomo di idrogeno.
Dalla formula (2.7) segue che una diminuzione della distanza tra l'elettrone e il nucleo e un aumento della carica del nucleo significano un aumento della forza di attrazione dell'elettrone sul nucleo. Cioè, sarà necessaria più energia per rimuovere un elettrone dal nucleo. Maggiore è l’energia necessaria per rompere questo legame, più stabile sarà il sistema.
Pertanto, se la rottura di un legame (che separa un elettrone dal nucleo) in un sistema richiede più energia che in un altro, allora il primo sistema è più stabile.
L'energia di ionizzazione di un atomo, l'energia richiesta per rompere i legami in un atomo di idrogeno, è stata determinata sperimentalmente. È pari a 13,6 eV (elettronvolt). Anche l'energia necessaria per rimuovere un elettrone dal nucleo in un atomo costituito da un elettrone e un nucleo, la cui carica è due volte la carica del nucleo di un atomo di idrogeno, è stata determinata sperimentalmente. In questo caso è necessario spendere quattro volte più energia (54,4 eV).
Come è noto dall'elettrostatica, l'energia ( T), necessario per rompere il legame tra cariche opposte ( Z E e), situati a distanza l'uno dall'altro R, è determinato dall'uguaglianza
È proporzionale alla dimensione delle cariche e inversamente proporzionale alla distanza tra loro. Questa correlazione è abbastanza comprensibile: maggiori sono le cariche, maggiore è la loro attrazione reciproca, quindi è necessaria più energia per rompere il legame tra loro. E minore è la distanza tra loro, maggiore sarà l'energia necessaria per interrompere la connessione. Grazie a ciò diventa chiaro perché un sistema atomico, in cui la carica nucleare è due volte più grande della carica nucleare di un atomo di idrogeno, è più stabile e richiede più energia per rimuovere un elettrone.
AFFINITÀ ELETTRONICA particelle (molecole, atomi, ioni), min. energia A necessaria per rimuovere un elettrone dal corrispondente negativo. ione all'infinito. Per la particella X da S. a e. si riferisce al processo:
da S. ad e. uguale all'energia di ionizzazione E negativa. ione X - (potenziale di prima ionizzazione U 1, misurato in eV). Per analogia con il potenziale di ionizzazione si distingue tra la prima e la seconda energia solare nonché tra l'energia solare verticale e quella adiabatica. particella poliatomica. Termodinamico definizione di S. a e. - entalpia standard della soluzione (1) in ass. temperatura zero:
AN A (NA ~costante di Avogadro).
Esperimenti affidabili. dati su S. ad e. atomi e molecole di zolfo. Anni '60 20 ° secolo praticamente non esisteva. Attualmente si nega l'uso di metodi di equilibrio tra produzione e ricerca. gli ioni hanno permesso di ottenere i primi S. ad e. per la maggior parte degli elementi periodici. sistemi e diversi centinaia di organiz. e non organizzativo. molecole. Naib. metodi promettenti per determinare la spettroscopia da S. a e.-fotoelettrone (precisione + 0,01 eV) e la spettrometria di massa. studio dell'equilibrio delle reazioni ione-molecolari. Meccanismo quantistico. I calcoli di S. ad e. sono simili ai calcoli dei potenziali di ionizzazione. La migliore precisione per le molecole poliatomiche è 0,05-0,1 eV.
Il più grande da S. ad e. possiedono atomi di alogeno. Per un certo numero di elementi da S. ad e. prossimo allo zero o inferiore allo zero. Quest'ultimo significa che per un dato elemento il valore stabile è negativo. lo ione non esiste. Nella tabella La tabella 1 mostra i valori di S. ad e. atomi ottenuti mediante spettroscopia fotoelettronica (lavoro di W. Lineberger e collaboratori).
ELETTRONEGATIVITÀ, una quantità che caratterizza la capacità di un atomo di polarizzare i legami covalenti. Se in una molecola biatomica A - B gli elettroni che formano il legame sono attratti più fortemente dall'atomo B che dall'atomo A, allora l'atomo B è considerato più elettronegativo di A.
L. Pauling propose (1932) per le quantità. le caratteristiche di elettronegatività utilizzano la termochimica. dati sull'energia dei legami A-A, B - B e A - B - rispettivamente. Mi AA, Mi b e Mi AB. L'energia è puramente ipotetica legame covalente Si presuppone che A - B (E cov) sia uguale alla media aritmetica. o media geometrica i valori di E AA ed E BB. Se l'elettronegatività degli atomi A e B è diversa, allora il legame A - B cessa di essere puramente covalente e l'energia di legame E AB diventerà maggiore di E covalente della quantità
Maggiore è la differenza di elettronegatività degli atomi A e B, maggiore è il valore Utilizzo empirico. influenza 
(quando si convertono i valori energetici da kcal/mol a eV si ottiene un fattore di 0,208) e prendendo un valore arbitrario di elettronegatività di 2,1 per l'atomo di idrogeno, Pauling ha ottenuto una scala relativa conveniente. valori numerici elettronegatività, alcuni dei quali sono riportati in tabella. Naib. Il più leggero degli alogeni, F, è elettronegativo; i meno pesanti sono i metalli alcalini pesanti.
Per quantità. descrizioni di elettronegatività, oltre a quelle termochimiche. vengono utilizzati anche dati, dati sulla geometria delle molecole (ad esempio il metodo di Sanderson), caratteristiche spettrali (ad esempio il metodo di Gordy).
RAGGIO ATOMICO, caratteristiche effettive degli atomi, che consentono di stimare approssimativamente la distanza interatomica (internucleare) nelle molecole e nei cristalli. Secondo le idee meccanica quantistica, gli atomi non hanno confini netti, ma la probabilità di trovare un elettrone associato ad un dato nucleo ad una certa distanza da quel nucleo diminuisce rapidamente con l'aumentare della distanza. Pertanto, all'atomo viene assegnato un certo raggio, ritenendo che la stragrande maggioranza della densità elettronica (90-98%) sia contenuta nella sfera di questo raggio. I raggi atomici sono valori molto piccoli, dell'ordine di 0,1 nm, ma anche piccole differenze nelle loro dimensioni possono influenzare la struttura dei cristalli costruiti da essi, la configurazione di equilibrio delle molecole, ecc. I dati sperimentali lo mostrano in molti In alcuni casi, la distanza più breve tra due atomi è infatti approssimativamente uguale alla somma dei raggi atomici corrispondenti (il cosiddetto principio di additività dei raggi atomici). A seconda del tipo di legame tra gli atomi, si distinguono i raggi atomici metallici, ionici, covalenti e di van der Waals.
Metallico il raggio è uguale alla metà della distanza più breve tra gli atomi in un cristallino. struttura metallica. Il suo valore dipende dalla coordinazione. numeri K (numero dei vicini più vicini di un atomo nella struttura). Le strutture più comuni sono i metalli con K = 12. Se prendiamo il valore dei raggi atomici in tali cristalli come 1, allora i raggi atomici dei metalli con K uguale a 8, 6 e 4 saranno rispettivamente. 0,98, 0,96 e 0,88. La vicinanza dei valori dei raggi atomici decomp. metalli - una condizione necessaria (sebbene non sufficiente) affinché questi metalli si formino soluzioni solide sostituzioni. Pertanto, K e Li liquidi (raggi 0,236 e 0,155 nm, rispettivamente) di solito non si mescolano e K con Rb e Cs formano una serie continua di soluzioni solide (raggi Rb e Cs, rispettivamente, 0,248 e 0,268 nm). Additività del metallico i raggi atomici consentono di prevedere i parametri cristallini con moderata precisione. reticoli intermetallici connessioni.
I raggi ionici vengono utilizzati per approssimare le stime delle distanze internucleari più brevi nei cristalli ionici, assumendo che queste distanze siano uguali alla somma dei corrispondenti raggi ionici degli atomi. Ce ne sono diversi sistemi di valori di raggi ionici che differiscono per i singoli ioni, ma portano approssimativamente alle stesse distanze internucleari nei cristalli ionici. I raggi ionici furono determinati per la prima volta negli anni '20. 20 ° secolo V. M. Goldshmidt, che si affidò al rifrattometrico. i valori dei raggi F - e O 2-, uguali rispettivamente. 0,133 e 0,132 nm. Nel sistema di L. Pauling si prende come base il raggio dello ione O 2- pari a 0,140 nm, nel diffuso sistema di N.V. Belov e G.B. Bokiy si prende come base il raggio dello stesso ione pari a 0,136 nm, in Sistema di K. Shannon -0,121 nm (K = 2).
Il raggio covalente è pari alla metà della lunghezza di una singola sostanza chimica. Connessioni X-X, dove X è un atomo non metallico. Per gli alogeni, il raggio atomico covalente è la metà della distanza internucleare nella molecola X 2, per S e Se - in X 8, per S-in cristallo diamante I raggi covalenti di F, Cl, Br, I, S, Se e C sono rispettivamente uguali. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 e 0,077 nm. Si considera che il raggio covalente dell'idrogeno sia 0,030 nm, sebbene sia la metà della lunghezza Collegamenti N-N nella molecola H2 è 0,037 nm. Utilizzando la regola dell'additività dei raggi atomici, vengono previste le lunghezze dei legami nelle molecole poliatomiche. Ad esempio, le lunghezze dei legami C-H, C-F e C-C1 dovrebbero essere rispettivamente 0,107, 0,141 e 0,176 nm, e in molti casi sono effettivamente approssimativamente uguali ai valori specificati. org. molecole che non contengono più legami carbonio-carbonio; altrimenti diminuiscono le corrispondenti distanze internucleari.
I raggi di Van der Waals determinano le dimensioni effettive degli atomi di gas nobili. Si ritiene inoltre che questi raggi siano pari alla metà della distanza internucleare tra gli atomi identici più vicini che non sono legati chimicamente tra loro. comunicazione, cioè appartenenti a molecole diverse, per esempio. nei cristalli molecolari. I valori dei raggi di van der Waals si trovano, utilizzando il principio di additività dei raggi atomici, dai contatti più brevi delle molecole vicine nei cristalli. In media sono ~0,08 nm più grandi dei raggi covalenti. La conoscenza dei raggi di van der Waals consente di determinare la conformazione delle molecole e il loro impaccamento nei cristalli molecolari. Le conformazioni energeticamente favorevoli delle molecole sono solitamente quelle in cui la sovrapposizione dei raggi di van der Waals degli atomi non legati di valenza è piccola. Le sfere di Van der Waals di atomi legati da legami di valenza all'interno di una molecola si sovrappongono. Est. il contorno delle sfere sovrapposte determina la forma della molecola. I cristalli molecolari obbediscono al principio dell’impacchettamento stretto, secondo il quale le molecole, modellate dalla loro “frange di van der Waals”, sono disposte in modo tale che le “sporgenze” di una molecola si inseriscono nelle “cavità” di un’altra. Usando queste idee, si può interpretare la cristallografia. dati e in alcuni casi predire la struttura dei cristalli molecolari.
Biglietto 6.
Legame chimico.
La formazione di molecole, ioni molecolari, ioni, sostanze cristalline, amorfe e altre sostanze dagli atomi è accompagnata da una diminuzione di energia rispetto agli atomi non interagenti. In questo caso, l'energia minima corrisponde ad una certa disposizione degli atomi l'uno rispetto all'altro, che corrisponde ad una significativa ridistribuzione della densità elettronica. Le forze che tengono insieme gli atomi in nuove formazioni hanno ricevuto il nome generale di “legame chimico”. I più importanti tipi di legami chimici: ionico, covalente, metallico, idrogeno, intermolecolare.
Secondo la teoria della valenza elettronica, un legame chimico nasce dalla ridistribuzione degli elettroni negli orbitali di valenza, con conseguente formazione di un legame stabile configurazione elettronica gas nobile (ottetto) dovuto alla formazione di ioni (W. Kossel) o alla formazione di coppie di elettroni condivisi (G. Lewis).
Un legame chimico è caratterizzato da energia e lunghezza. Una misura della forza di un legame è l'energia spesa per rompere il legame, o il guadagno di energia quando si forma un composto da singoli atomi (Eb). Pertanto, 435 kJmol √1 vengono spesi per rompere il legame H√H e 1648 kJmol √1 vengono spesi per l'atomizzazione del metano CH 4 √ 1648 kJmol √1, in questo caso E C√H = 1648: 4 = 412 kJ. Lunghezza di legame (nm) √ distanza tra i nuclei in una particolare connessione. Tipicamente, la lunghezza del legame e la sua energia sono antitetiche: maggiore è la lunghezza del legame, minore è la sua energia.
Un legame chimico è solitamente rappresentato da linee che collegano gli atomi interagenti; ogni tratto equivale a una coppia generalizzata di elettroni. Nei composti contenenti più di due atomi, una caratteristica importante è l'angolo di legame formato dai legami chimici nella molecola e che ne riflette la geometria.
La polarità di una molecola è determinata dalla differenza di elettronegatività degli atomi che formano un legame a due centri, dalla geometria della molecola e dalla presenza di coppie elettroniche solitarie, poiché parte della densità elettronica nella molecola può essere localizzata non nella direzione dei legami. La polarità di un legame si esprime attraverso la sua componente ionica, cioè attraverso lo spostamento di una coppia di elettroni verso un atomo più elettronegativo. La polarità di un legame può essere espressa attraverso il suo momento dipolare m, pari al prodotto della carica elementare per la lunghezza del dipolo *) m = e l. La polarità di una molecola è espressa attraverso il suo momento dipolare, che è uguale a somma vettoriale tutti i momenti di dipolo dei legami della molecola.
*) Il dipolo è un sistema di due cariche uguali ma opposte situate ad una distanza unitaria l'una dall'altra. Il momento di dipolo si misura in metri di coulomb (Cm) o debyes (D); 1D = 0,33310 √29 Klm.
Tutti questi fattori dovrebbero essere presi in considerazione. Ad esempio, per una molecola lineare CO 2 m = 0, ma per SO 2 m = 1,79 D a causa della sua struttura angolare. Momenti di dipolo di NF 3 e NH 3 con la stessa ibridazione dell'atomo di azoto (sp 3), approssimativamente la stessa polarità dei legami N√F e N√H (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2,1 ) e una geometria molecolare simile differiscono in modo significativo, poiché il momento dipolare della coppia solitaria di elettroni di azoto durante l'addizione del vettore nel caso di NH 3 aumenta il m della molecola e nel caso di NF 3 lo diminuisce.
Energia ionizzata(E ione) viene chiamato energia spesa per rimuovere un elettrone da un atomo e trasformare l'atomo in uno ione carico positivamente.
Sperimentalmente, la ionizzazione degli atomi viene effettuata in un campo elettrico misurando la differenza di potenziale alla quale avviene la ionizzazione. Questa differenza potenziale si chiama potenziale di ionizzazione(J). L'unità di misura del potenziale di ionizzazione è eV/atomo e l'unità di energia di ionizzazione è kJ/mol; il passaggio da un valore all'altro viene effettuato secondo la relazione:
Ione E = 96,5 J
La rimozione del primo elettrone da un atomo è caratterizzata dal primo potenziale di ionizzazione (J 1), il secondo dal secondo (J 2), ecc. I potenziali di ionizzazione successivi aumentano (Tabella 1), poiché ogni elettrone successivo deve essere rimosso da uno ione con carica positiva crescente di uno. Dal tavolo 1 mostra che nel litio si osserva un forte aumento del potenziale di ionizzazione per J2, nel berillio - per J3, nel boro - per J4, ecc. Un forte aumento di J si verifica quando la rimozione degli elettroni esterni termina e l'elettrone successivo si trova al livello energetico pre-esterno.
Tabella 1
Potenziali di ionizzazione degli atomi (eV/atomo) di elementi del secondo periodo
| Elemento | J1 | J2 | J3 | J4 | J5 | J6 | J7 | J8 |
| Litio | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Berillio | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Bor | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Carbonio | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Azoto | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Ossigeno | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Fluoro | 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 |
Il potenziale di ionizzazione è un indicatore della “metallicità” di un elemento: più è basso, più è facile che un elettrone si distacchi da un atomo e più fortemente dovrebbero esprimersi le proprietà metalliche dell'elemento. Per gli elementi con cui iniziano i periodi (litio, sodio, potassio, ecc.), il potenziale di prima ionizzazione è 4–5 eV/atomo e questi elementi sono tipici metalli. Per gli altri metalli, i valori J 1 sono più alti, ma non più di 10 eV/atomo, e per i non metalli, solitamente più di 10 eV/atomo: azoto 14,53 eV/atomo, ossigeno 13,60 eV/atomo, ecc.
I potenziali di prima ionizzazione aumentano nei periodi e diminuiscono nei gruppi (Fig. 14), il che indica un aumento delle proprietà non metalliche nei periodi e di quelle metalliche nei gruppi. Pertanto, i non metalli si trovano nella parte in alto a destra, mentre i metalli nella parte in basso a sinistra della tavola periodica. Il confine tra metalli e non metalli è “sfocato”, perché La maggior parte degli elementi hanno proprietà anfotere (duali). Tuttavia, tale confine convenzionale può essere tracciato; è mostrato nella forma lunga (18 celle) della tavola periodica, che è disponibile qui in classe e nel libro di consultazione.
Riso. 14. Dipendenza dal potenziale di ionizzazione
dal numero atomico degli elementi del primo – quinto periodo.
Esempio 10. Il potenziale di ionizzazione del sodio è 5,14 eV/atomo e quello del carbonio è 11,26 eV/atomo. Qual è la loro energia di ionizzazione?
Soluzione. 1) Ione E (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) Ione E (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Il significato pratico di questa relazione è che, conoscendo μ, che è relativamente facile da misurare, si può determinare D,
che è abbastanza difficile da determinare direttamente.
Diffusione ambipolare
Sia gli elettroni che gli ioni si diffondono nel plasma a scarica di gas. Il processo di diffusione sembra essere il seguente. Gli elettroni, che hanno una mobilità maggiore, si diffondono più velocemente degli ioni. A causa di ciò, viene creato un campo elettrico tra gli elettroni e gli ioni positivi in ritardo. Questo campo inibisce l'ulteriore diffusione degli elettroni e, viceversa, accelera la diffusione degli ioni. Quando gli ioni vengono attratti verso gli elettroni, questo campo elettrico si indebolisce e gli elettroni vengono nuovamente separati dagli ioni. Questo processo avviene continuamente. Questa diffusione è chiamata diffusione ambipolare, il cui coefficiente è
D amb = |
D e μ e + D e μ e |
|||
μ e + μ e |
||||
dove D e ,D e |
– coefficienti di diffusione di elettroni e ioni; μ e, μ e – |
|||
mobilità degli elettroni e degli ioni. |
||||
Poiché D e >> D u e μ e >> μ e , risulta che |
D e μ e ≈ D e μ e , |
|||
quindi D amb ≈ 2D e . Tale diffusione avviene ad esempio nella colonna positiva di una scarica luminescente.
1.6. Eccitazione e ionizzazione di atomi e molecole
È noto che un atomo è costituito da uno ione positivo e da elettroni, il cui numero è determinato dal numero dell'elemento in tavola periodica DI. Mendeleev. Gli elettroni in un atomo si trovano a livelli energetici specifici. Se un elettrone riceve energia dall'esterno, si sposta verso altra energia alto livello, che è chiamato livello di eccitazione.
Di solito l'elettrone si trova al livello di eccitazione per un breve periodo, circa 10-8 s. Quando un elettrone riceve una quantità significativa di energia, si allontana dal nucleo a una distanza così grande che può perdere la connessione con esso e diventare libero. I meno associati al nucleo sono gli elettroni di valenza, che si trovano a livelli energetici più alti e quindi si staccano più facilmente dall'atomo. Il processo di rimozione di un elettrone da un atomo è chiamato ionizzazione.
Nella fig. La Figura 1.3 mostra il quadro energetico dell'elettrone di valenza in un atomo. Qui W o è il livello fondamentale dell'elettrone, W mst è il livello metastabile
livello nale, W 1,W 2 – livelli di eccitazione (primo, secondo, ecc.).
Parte I. Capitolo 1. Processi elettronici e ionici in una scarica di gas
Riso. 1.3. Immagine energetica di un elettrone in un atomo
W′ = 0 è lo stato in cui l'elettrone perde la connessione con l'atomo. Il valore W e = W ′ − W o è
energia ionizzata. I valori di questi livelli per alcuni gas sono riportati nella tabella. 1.3.
Un livello metastabile è caratterizzato dal fatto che le transizioni elettroniche da e verso esso sono proibite. Questo livello è riempito dalla cosiddetta interazione di scambio, quando un elettrone proveniente dall'esterno si ferma al livello W mst e l'eccesso
l’elettrone lascia l’atomo. I livelli metastabili svolgono un ruolo importante nei processi che si verificano nel plasma a scarica di gas, perché SU livello normale L'elettrone viene eccitato per 10-8 s, e a livello metastabile – 10-2 ÷ 10-3 s.
Tabella 1.3
Energia, eV |
CO2 |
||||||||
W la vendetta |
|||||||||
Il processo di eccitazione delle particelle atomiche determina anche la ionizzazione attraverso il cosiddetto fenomeno di diffusione della radiazione risonante. Questo fenomeno consiste nel fatto che un atomo eccitato, tornando allo stato normale, emette un quanto di luce, che eccita l'atomo successivo, e così via. La regione di diffusione della radiazione risonante è determinata dal percorso libero medio dei fotoni λ ν, che dipende
setacci sulla densità delle particelle atomiche n. Quindi, a n= 1016 cm-3 λ ν =10-2 ÷ 1
vedi Il fenomeno della diffusione della radiazione risonante è determinato anche dalla presenza di livelli metastabili.
La ionizzazione graduale può avvenire secondo diversi schemi: a) il primo elettrone o fotone eccita il neutro
particella di neutrone, e il secondo elettrone o fotone conferisce ulteriore energia all'elettrone di valenza, provocando la ionizzazione di questa particella neutra;
Parte I. Capitolo 1. Processi elettronici e ionici in una scarica di gas
atomo, e in questo momento l'atomo eccitato entra in uno stato normale ed emette un quanto di luce, che aumenta l'energia
c) infine, due atomi eccitati si trovano vicini l'uno all'altro. In questo caso, uno di essi entra in uno stato normale ed emette un quanto di luce che ionizza il secondo atomo.
Va notato che la ionizzazione graduale diventa efficace quando la concentrazione di elettroni veloci (con energie prossime a
a W e ), fotoni e atomi eccitati è piuttosto grande. Questo è
avviene quando la ionizzazione diventa sufficientemente intensa. A loro volta, i fotoni incidenti su atomi e molecole possono anche produrre eccitazione e ionizzazione (diretta o graduale). La fonte di fotoni in una scarica di gas è la radiazione di una valanga di elettroni.
1.6.1. Eccitazione e ionizzazione delle molecole
Per i gas molecolari è necessario tenere conto della possibilità di eccitazione delle molecole stesse che, a differenza degli atomi, compiono movimenti rotazionali e vibrazionali. Anche questi movimenti sono quantizzati. Energia dello shock a movimento rotatorioè 10-3÷ 10-1 eV, e con moto oscillatorio – 10-2 ÷ 1 eV.
Durante una collisione elastica di un elettrone con un atomo, l'elettrone perde
una parte significativa della tua energia |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W. Quando un |
|||
Quando un elettrone interagisce con una molecola, l'elettrone eccita il movimento rotazionale e vibrazionale delle molecole. In quest'ultimo caso l'elettrone perde energia particolarmente significativa fino a 10-1 ÷ 1 eV. Quindi l'eccitazione movimenti oscillatori molecole è un meccanismo efficace per estrarre energia da un elettrone. In presenza di un tale meccanismo, l'accelerazione dell'elettrone è ostacolata ed è necessario un campo più forte affinché l'elettrone possa acquisire energia sufficiente per la ionizzazione. Pertanto, la degradazione di un gas molecolare richiede una tensione maggiore rispetto alla degradazione di un gas atomico (inerte) alla stessa distanza interelettrodica e alla stessa pressione. Ciò è dimostrato dai dati della tabella. 1.4, dove vengono confrontati i valori di λ t, S t e U pr atom
gas nali e molecolari a pressione atmosferica e d = 1,3 cm.
Parte I. Capitolo 1. Processi elettronici e ionici in una scarica di gas
Tabella 1.4 |
||||||||||
Caratteristica |
Nome del gas |
|||||||||
S t 10 − 16, cm2 |
||||||||||
Upr, kV |
||||||||||
Dal tavolo 1.4 è chiaro che sebbene le sezioni trasversali di trasporto S t per molecolare
i gas polari e l'argon sono paragonabili, ma la tensione di rottura dell'argon è significativamente inferiore.
1.7. Ionizzazione termica
Ad alte temperature, la ionizzazione del gas può verificarsi a causa di un aumento dell'energia cinetica delle particelle atomiche, chiamata ionizzazione termica. Pertanto, per i vapori di Na, K, Cs, la ionizzazione termica è significativa a una temperatura di diverse migliaia di gradi e per l'aria a una temperatura di circa 104 gradi. La probabilità di ionizzazione termica aumenta con l'aumentare della temperatura e con la diminuzione del potenziale di ionizzazione degli atomi (molecole). A temperature normali la ionizzazione termica è insignificante e può avere effetto praticamente solo quando si sviluppa una scarica ad arco.
Tuttavia, va notato che già nel 1951, Hornbeck e Molnar scoprirono che quando gli elettroni monoenergetici vengono fatti passare attraverso gas freddi e inerti, si formano ioni con un'energia elettronica sufficiente solo per eccitare, ma non per ionizzare, gli atomi. Questo processo è stato chiamato ionizzazione associativa.
La ionizzazione associativa talvolta gioca un ruolo importante nella propagazione delle onde di ionizzazione e delle scariche a scintilla in luoghi dove ci sono ancora pochissimi elettroni. Lì si formano atomi eccitati a seguito dell'assorbimento di quanti di luce che emergono da regioni già ionizzate. Nell'aria moderatamente riscaldata, a temperature comprese tra 4000 e 8000 K, le molecole sono sufficientemente dissociate, ma ci sono ancora troppo pochi elettroni per lo sviluppo di una valanga. Il principale meccanismo di ionizzazione è una reazione alla quale partecipano atomi di N e O non eccitati.
La ionizzazione associativa procede secondo il seguente schema N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. L'energia mancante di 2,8 eV è ottenuta dall'energia cinetica del movimento relativo degli atomi.
IONIZZAZIONE: trasformazione di atomi e molecole in ioni. Il grado di ionizzazione è il rapporto tra il numero di ioni e il numero di particelle neutre per unità di volume. Ampio dizionario enciclopedico
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