Како резултат на јонизација, се формираат атоми. Јонизација на атомите во силни електрични полиња. Погледнете што е „јонизација“ во другите речници
Енергијата на јонизација е главната карактеристика на атомот. Тоа е она што ја одредува природата и силата што може да ги формира атомот. Од оваа карактеристика зависат и намалувачките својства на (едноставната) супстанција.
Концептот на „енергија на јонизација“ понекогаш се заменува со концептот „прв јонизациски потенцијал“ (I1), што значи најмалата енергија што е потребна за електронот да се оддалечи од слободниот атом кога е во состојба на енергија наречена најниска.
Особено, за атом на водород ова е името дадено на енергијата потребна за отстранување на електрон од протон. За атоми со неколку електрони постои концепт на втора, трета итн. потенцијали за јонизација.
Енергијата на јонизација е збир од кој еден член е енергијата на електронот, а другиот е енергијата на системот.
Во хемијата, енергијата на атом на водород се означува со симболот „Ea“, а збирот на потенцијалната енергија на системот и енергијата на електронот може да се изрази со формулата: Ea= E+T= -Z.e/ 2.Р.
Од овој израз е јасно дека стабилноста на системот е директно поврзана со полнењето на јадрото и растојанието помеѓу него и електронот. Колку е помало ова растојание, толку е посилно полнењето на јадрото, толку посилно се привлекуваат, толку е постабилен и постабилен системот, толку повеќе енергија мора да се потроши за прекинување на оваа врска.
Очигледно, стабилноста на системите може да се спореди со нивото на енергија потрошена за уништување на врската: колку е поголема енергијата, толку е постабилен системот.
Енергијата на атомска јонизација (силата потребна за прекин на врските во атом на водород) беше пресметана експериментално. Денес неговата вредност е точно позната: 13,6 eV (електронволт). Подоцна, научниците, исто така, преку серија експерименти, можеа да ја пресметаат потребната енергија за да се прекине врската атом-електрон во системите што се состојат од еден електрон и јадро со полнеж двапати поголем од атом на водород. Експериментално е утврдено дека во овој случај се потребни 54,4 електрон волти.
Добро познатите закони на електростатиката наведуваат дека енергијата на јонизација потребна за прекинување на врската помеѓу спротивните полнежи (Z и e), под услов тие да се наоѓаат на растојание R, е фиксирана (одредена) со следната равенка: T=Z.e/ Р.
Оваа енергија е пропорционална со големината на полнежите и, соодветно, е обратно поврзана со растојанието. Ова е сосема природно: колку се посилни полнежите, толку посилни се силите што ги поврзуваат, толку е помоќна силата потребна за уништување на врската меѓу нив. Истото важи и за растојанието: колку е помало, толку е посилна енергијата на јонизација, толку повеќе сила ќе треба да се примени за да се уништи врската.
Ова размислување објаснува зошто системот на атоми со силен нуклеарен полнеж е постабилен и бара повеќе енергија за да се отстрани електронот.
Веднаш се поставува прашањето: „Ако само двапати посилна, зошто енергијата на јонизација потребна за отстранување на електрон се зголемува не два, туку четири пати? Зошто е еднаква на двапати од полнежот во квадрат (54,4/13,6 = 4)? ".
Оваа контрадикција може да се објасни многу едноставно. Ако полнежите Z и e во системот се во релативно взаемна состојба на неподвижност, тогаш енергијата (T) е пропорционална на полнежот Z и тие пропорционално се зголемуваат.
Но, во систем каде што електрон со полнеж e ротира околу јадро со полнеж Z, а Z се зголемува, радиусот на ротација R пропорционално се намалува: електронот се привлекува кон јадрото со поголема сила.
Заклучокот е очигледен. Енергијата на јонизација е под влијание на полнежот на јадрото, растојанието (радијално) од јадрото до највисоката точка на густината на полнежот на надворешниот електрон; одбивната сила помеѓу надворешните електрони и мерка на продорната моќ на електронот.
Важен енергетски параметар за проучување на хемиските процеси е енергијата на јонизација на атомот. Во случај на атом на водород, ова е енергијата што мора да се потроши за да се отстрани електрон од протон.
Тоа е еднакво на збирот на потенцијалната енергија на системот и кинетичката енергија на електронот.
E a = E+T= -Z. e/2. R, (2,7)
каде што E a е енергијата на атомот на водород.
Од формулата (2.7) произлегува дека намалувањето на растојанието помеѓу електронот и јадрото и зголемувањето на полнежот на јадрото значат зголемување на силата на привлекување на електронот кон јадрото. Односно, ќе биде потребна повеќе енергија за да се отстрани електрон од јадрото. Колку повеќе енергија е потребна за да се прекине оваа врска, толку е постабилен системот.
Според тоа, ако раскинувањето на врската (одвојување на електрон од јадрото) во еден систем бара повеќе енергија отколку во друг, тогаш првиот систем е постабилен.
Енергијата на јонизација на атомот, потребната енергија за раскинување на врските во атом на водород, е одредена експериментално. Тоа е еднакво на 13,6 eV (електрон волти). Експериментално беше одредена и енергијата потребна за отстранување на електрон од јадрото во атом кој се состои од еден електрон и јадро, чиј полнеж е двојно поголем од јадрото на атом на водород. Во овој случај, потребно е да се потроши четири пати повеќе енергија (54,4 eV).
Како што е познато од електростатиката, енергијата ( Т), неопходни за раскинување на врската помеѓу спротивни полнежи ( ЗИ д), лоцирани на растојание едни од други Р, се определува со еднаквоста
Тоа е пропорционално на големината на полнежите и обратно пропорционално на растојанието меѓу нив. Оваа корелација е сосема разбирлива: колку се поголеми обвиненијата, толку е посилна нивната привлечност еден кон друг, затоа, потребна е повеќе енергија за да се прекине врската меѓу нив. И колку е помало растојанието меѓу нив, толку повеќе енергија ќе треба да се потроши за прекин на врската. Благодарение на ова, станува јасно зошто атомскиот систем, каде нуклеарното полнење е двојно поголемо од нуклеарното полнење во атом на водород, е постабилен и бара повеќе енергија за отстранување на електрон.
АФИНИТЕТ ЗА ЕЛЕКТРОНчестички (молекули, атоми, јони), мин. енергија А потребна за отстранување на електрон од соодветниот негативен. јон до бесконечност. За честичката X S. до e. се однесува на процесот:
С. до е. еднаква на енергијата на јонизација Е негативна. јон X - (прв потенцијал за јонизација U 1, мерено во eV). По аналогија со потенцијалот за јонизација, се прави разлика помеѓу првата и втората сончева енергија, како и вертикалната и адијабатската сончева енергија. полиатомска честичка. Термодинамика дефиниција на S. до e. - стандардна енталпија на растворот (1) при апс. нулта температура:
AN A (N A ~ Константа на Авогадро).
Сигурни експерименти. податоци за С. до е. атоми и молекули на сулфур. 60-ти 20-ти век практично не постоеше. Во моментов, употребата на рамнотежни методи на производство и истражување е одбиена. јоните овозможија да се добие првиот S. до e. за повеќето елементи периодични. системи и неколку стотици орг. и не-орг. молекули. Наиб. ветувачки методи за определување на S. до e.-фотоелектронска спектроскопија (точност + 0,01 eV) и масена спектрометрија. проучување на рамнотежата на јонско-молекуларните реакции. Квантна механизација. Пресметките на С. до е. се слични на пресметките на потенцијалите за јонизација. Најдобрата точност за полиатомските молекули е 0,05-0,1 eV.
Најголемиот С. до е. поседуваат халогени атоми. За голем број елементи С. до е. блиску до нула или помалку од нула. Последново значи дека за даден елемент стабилната вредност е негативна. јон не постои. Во табелата Табела 1 ги прикажува вредностите на S. до e. атоми добиени со фотоелектронска спектроскопија (работа на В. Линебергер и соработниците).
ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТ, количина што ја карактеризира способноста на атомот да поларизира ковалентни врски. Ако во диатомската молекула А - Б електроните што ја формираат врската се привлечени кон атомот Б посилно отколку кон атомот А, тогаш атомот Б се смета за поелектронегативен од А.
L. Pauling предложи (1932) за количини. електронегативни карактеристики користат термохемиски. податоци за енергијата на врските A-A, B - B и A - B - соодветно. Е АА, Е бб и Е АБ. Енергијата е чисто хипотетичка ковалентна врска A - B (E cov) се претпоставува дека е еднаква на аритметичката средина. или геометриска средина вредностите на E AA и E BB. Ако електронегативноста на атомите A и B е различна, тогаш врската A - B престанува да биде чисто ковалентна и енергијата на врската E AB ќе стане поголема од E ковалентна за износот
Колку е поголема разликата во електронегативноста на атомите А и Б, толку е поголема вредноста Користејќи емпириски. ф-лу 
(фактор од 0,208 се јавува при конвертирање на енергетските вредности од kcal/mol во eV) и земајќи произволна вредност на електронегативност од 2,1 за атомот на водород, Полинг доби пригодна релативна скала. нумерички вредностиелектронегативност, од кои некои се дадени во табела. Наиб. Најлесниот од халогените, F, е електронегативен, а најмалку тежок се тешките алкални метали.
За количини. описи на електронегативност, покрај термохемиските. Се користат и податоци, податоци за геометријата на молекулите (на пример, методот на Сандерсон), спектралните карактеристики (на пример, методот на Горди).
АТОМСКИ РАДИУС, ефективни карактеристики на атомите, овозможувајќи приближно да се процени меѓуатомското (меѓунуклеарно) растојание во молекулите и кристалите. Според идеите квантна механика, атомите немаат јасни граници, но веројатноста да се најде електрон поврзан со дадено јадро на одредено растојание од тоа јадро брзо се намалува со зголемување на растојанието. Затоа, одреден радиус е доделен на атомот, верувајќи дека огромното мнозинство од густината на електроните (90-98%) е содржано во сферата на овој радиус. Атомските радиуси се многу мали вредности, од редот на 0,1 nm, но дури и малите разлики во нивните големини можат да влијаат на структурата на кристалите изградени од нив, на рамнотежната конфигурација на молекулите итн. Експерименталните податоци покажуваат дека кај многу Во случаи, најкраткото растојание помеѓу два атома е навистина приближно еднакво на збирот на соодветните атомски радиуси (т.н. принцип на адитивност на атомските радиуси). Во зависност од видот на врската помеѓу атомите, се разликуваат метални, јонски, ковалентни и ван дер Валсови атомски радиуси.
Металик радиусот е еднаков на половина од најкраткото растојание помеѓу атомите во кристален. метална конструкција. Неговата вредност зависи од координацијата. броеви K (број на најблиски соседи на атомот во структурата). Најчести структури се металите со K = 12. Ако ја земеме вредноста на атомските радиуси во таквите кристали како 1, тогаш атомските радиуси на металите со K еднакви на 8, 6 и 4 ќе бидат соодветно. 0,98, 0,96 и 0,88. Близината на вредностите на атомските радиуси се распаѓаат. метали - неопходен (иако не доволен) услов за фактот дека овие метали се формираат цврсти растворизамени. Така, течните K и Li (радиуси 0,236 и 0,155 nm, соодветно) обично не се мешаат, а K со Rb и Cs формираат континуирана серија цврсти раствори (радиуси Rb и Cs, соодветно, 0,248 и 0,268 nm). Адитивност на металик атомските радиуси овозможуваат да се предвидат кристалните параметри со умерена точност. меѓуметални решетки врски.
Јонските радиуси се користат за приближување на проценките на најкратките меѓунуклеарни растојанија во јонските кристали, под претпоставка дека овие растојанија се еднакви на збирот на соодветните јонски радиуси на атомите. Има неколку системи на вредности на јонски радиуси кои се разликуваат за поединечни јони, но доведуваат до приближно исти меѓунуклеарни растојанија кај јонските кристали. Јонските радиуси за прв пат биле утврдени во 1920-тите. 20-ти век V. M. Goldshmidt, кој се потпираше на рефрактометрија. вредностите на радиусите F - и O 2-, се еднакви соодветно. 0,133 и 0,132 nm. Во системот на Л. Полинг, радиусот на јонот О 2- е земен како основа, еднаков на 0,140 nm, во широко распространетиот систем на Н.В. Белов и Г.Б. Бокиј, радиусот на истиот јон е земен еднаков на 0,136 nm, во K. Шенонов систем -0,121 nm (K = 2).
Ковалентниот радиус е еднаков на половина од должината на една хемикалија. X-X врски, каде што X е неметален атом. За халогените, ковалентниот атомски радиус е половина од меѓунуклеарното растојание во молекулата X 2, за S и Se - во X 8, за S-in кристалдијамант Ковалентните радиуси на F, Cl, Br, I, S, Se и C се еднакви, соодветно. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 и 0,077 nm. Ковалентниот радиус на водород е земен за 0,030 nm, иако половина од должината N-N врскиво молекулата H2 е 0,037 nm. Користејќи го правилото за адитивност на атомските радиуси, се предвидуваат должините на врските во полиатомските молекули. На пример, должините на врските C-H, C-F и C-C1 треба да бидат 0,107, 0,141 и 0,176 nm, соодветно, и тие се навистина приближно еднакви на наведените вредности во многумина. org. молекули кои не содржат повеќе јаглерод-јаглеродни врски; во спротивно, соодветните меѓунуклеарни растојанија се намалуваат.
Ван дер Валсовите радиуси ги одредуваат ефективните големини на атомите на благородниот гас. Исто така, се верува дека овие радиуси се еднакви на половина од меѓунуклеарното растојание помеѓу најблиските идентични атоми кои не се хемиски поврзани едни со други. комуникација, т.е. кои припаѓаат на различни молекули, на пример. во молекуларните кристали. Вредностите на радиусите на Ван дер Валс се наоѓаат, користејќи го принципот на адитивност на атомските радиуси, од најкратките контакти на соседните молекули во кристалите. Во просек тие се ~0,08 nm поголеми од ковалентните радиуси. Познавањето на радиусите на Ван дер Валс овозможува да се одреди конформацијата на молекулите и нивното пакување во молекуларните кристали. Енергетски поволните конформации на молекулите обично се оние во кои преклопувањето на ван дер Валсовите радиуси на валентно-неврзаните атоми е мало. Ван дер Валсовите сфери на атоми поврзани со валентна врска во една молекула се преклопуваат. лок. прегледот на сферите што се преклопуваат го одредува обликот на молекулата. Молекуларните кристали го почитуваат принципот на блиско пакување, според кој молекулите, моделирани според нивните „ван дер Валсов раб“, се наредени така што „испакнатините“ на едната молекула се вклопуваат во „шуплините“ на другата молекула. Користејќи ги овие идеи, може да се толкува кристалографскиот. податоци, а во некои случаи ја предвидуваат структурата на молекуларните кристали.
Билет 6.
Хемиска врска.
Создавањето молекули, молекуларни јони, јони, кристални, аморфни и други супстанции од атомите е придружено со намалување на енергијата во споредба со атомите кои не се во интеракција. Во овој случај, минималната енергија одговара на одреден распоред на атомите еден на друг, што одговара на значителна прераспределба на густината на електроните. Силите што ги држат атомите заедно во новите формации го добија општото име „хемиска врска“. Најважните видови хемиски врски: јонски, ковалентни, метални, водородни, меѓумолекуларни.
Според електронската валентна теорија, хемиската врска настанува поради прераспределбата на електроните во валентните орбитали, што резултира со формирање на стабилна електронска конфигурацијаблагороден гас (октет) поради формирање на јони (В. Косел) или формирање на заеднички електронски парови (Г. Луис).
Хемиската врска се карактеризира со енергија и должина. Мерка за јачината на врската е енергијата потрошена за раскинување на врската или добивката во енергија при формирање на соединение од поединечни атоми (Eb). Така, 435 kJmol √1 се трошат за разбивање на врската H√H, а 1648 kJmol √1 се трошат за атомизација на метанот CH 4 √ 1648 kJmol √1, во овој случај E C√H = 1648: Должина на врската (nm) √ растојание помеѓу јадрата во одредена врска. Вообичаено, должината на врската и нејзината енергија се антитетични: колку е подолга должината на врската, толку е помала нејзината енергија.
Хемиската врска обично се претставува со линии што ги поврзуваат атоми во интеракција; секој удар е еквивалентен на генерализиран пар електрони. Во соединенијата што содржат повеќе од два атома, важна карактеристика е аголот на врската формиран од хемиските врски во молекулата и ја одразува нејзината геометрија.
Поларитетот на молекулата се определува со разликата во електронегативноста на атомите кои формираат двоцентрична врска, геометријата на молекулата, како и присуството на осамени електронски парови, бидејќи дел од густината на електроните во молекулата може да се локализира не во насока на обврзниците. Поларитетот на врската се изразува преку нејзината јонска компонента, односно преку поместување на електронски пар до поелектронегативен атом. Поларитетот на врската може да се изрази преку нејзиниот диполен момент m, еднаков на производот на елементарното полнење и должината на диполот *) m = e l. Поларитетот на молекулата се изразува преку неговиот диполен момент, кој е еднаков на векторска сумасите диполни моменти на врските на молекулата.
*) Дипол е систем од два еднакви, но спротивни полнежи кои се наоѓаат на единечно растојание еден од друг. Диполен момент се мери во кулонски метри (Cm) или дебај (D); 1D = 0,33310 √29 Klm.
Сите овие фактори треба да се земат предвид. На пример, за линеарна молекула CO 2 m = 0, но за SO 2 m = 1,79 D поради неговата аголна структура. Диполни моменти на NF 3 и NH 3 со иста хибридизација на азотниот атом (sp 3), приближно ист поларитет на врските N√F и N√H (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2,1 ) и сличната молекуларна геометрија значително се разликуваат, бидејќи диполниот момент на осамениот пар на азотни електрони при векторско собирање во случај на NH 3 го зголемува m на молекулата, а во случајот NF 3 го намалува.
Енергија на јонизација(Е јон) се нарекува енергија потрошена при отстранување на електрон од атомот и трансформирање на атомот во позитивно наелектризиран јон.
Експериментално, јонизацијата на атомите се изведува во електрично поле со мерење на потенцијалната разлика при која се јавува јонизација. Оваа потенцијална разлика се нарекува потенцијал за јонизација(Ј). Мерната единица за јонизациски потенцијал е eV/атом, а единицата за јонизациска енергија е kJ/mol; преминот од една вредност во друга се врши според односот:
Е јон = 96,5 Ј
Отстранувањето на првиот електрон од атом се карактеризира со првиот јонизациски потенцијал (J 1), вториот со вториот (J 2) итн. Последователните потенцијали за јонизација се зголемуваат (Табела 1), бидејќи секој следен електрон мора да се отстрани од јон со позитивен полнеж кој се зголемува за еден. Од масата 1 покажува дека во литиумот нагло зголемување на потенцијалот за јонизација е забележано за J2, во берилиум - за J3, во бор - за J4, итн. Нагло зголемување на J се јавува кога отстранувањето на надворешните електрони завршува и следниот електрон е на преднадворешно енергетско ниво.
Табела 1
Потенцијали за јонизација на атомите (eV/атом) на елементите од вториот период
| Елемент | Ј 1 | J2 | Ј 3 | Ј 4 | J5 | Ј 6 | Ј 7 | Ј 8 |
| Литиум | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Берилиум | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Бор | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Јаглерод | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Азот | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Кислород | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Флуор | 17,40 | 35,0 | 62,7 | 87,2 | 114,2 | 157,1 | 185,1 | 953,6 |
| Неонски | 21,60 | 41,1 | 63,0 | 97,0 | 126,3 | 157,9 |
Потенцијалот за јонизација е показател за „металноста“ на елементот: колку е помал, толку полесно е електронот да се одвои од атомот и толку посилно треба да се изразат металните својства на елементот. За елементите со кои започнуваат периодите (литиум, натриум, калиум итн.), првиот јонизациски потенцијал е 4–5 eV/атом, а овие елементи се типични метали. За други метали, вредностите на J 1 се повисоки, но не повеќе од 10 eV/атом, а за неметали, обично повеќе од 10 eV/атом: азот 14,53 eV/атом, кислород 13,60 eV/атом итн.
Првите потенцијали за јонизација се зголемуваат во периоди и се намалуваат во групи (сл. 14), што укажува на зголемување на неметалните својства во периоди и металните во групи. Според тоа, неметалите се наоѓаат во горниот десен дел, а металите се во долниот лев дел од периодниот систем. Границата меѓу металите и неметалите е „нејасна“, бидејќи Повеќето елементи имаат амфотерични (двојни) својства. Сепак, таквата конвенционална граница може да се повлече; таа е прикажана во долгата (18-клеточна) форма на периодниот систем, која е достапна овде во училницата и во референтната книга.
Ориз. 14. Зависност од потенцијалот за јонизација
од атомскиот број на елементи од првиот – петтиот период.
Пример 10. Потенцијалот за јонизација на натриумот е 5,14 eV/атом, а на јаглеродот е 11,26 eV/атом. Која е нивната енергија на јонизација?
Решение. 1) Е јон (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) Е јон (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Практичното значење на оваа врска е дека, знаејќи го μ, што е релативно лесно да се измери, може да се одреди D,
што е доста тешко директно да се одреди.
Амбиполарна дифузија
И електроните и јоните дифузираат во плазмата за празнење на гас. Процесот на дифузија се чини дека е како што следува. Електроните, кои имаат поголема подвижност, се дифузираат побрзо од јоните. Поради ова, се создава електрично поле помеѓу електроните и заостанатите позитивни јони. Ова поле ја инхибира понатамошната дифузија на електроните, и обратно, ја забрзува дифузијата на јоните. Кога јоните се влечат кон електроните, ова електрично поле слабее и електроните повторно се одвојуваат од јоните. Овој процес се случува континуирано. Оваа дифузија се нарекува амбиполарна дифузија, чиј коефициент е
Д амб = |
D e μ и + D и μ e |
|||
μ e + μ и |
||||
каде D e ,D и |
– коефициенти на дифузија на електрони и јони; μ e, μ и - |
|||
мобилност на електрони и јони. |
||||
Бидејќи D e >> D u и μ e >> μ и , излегува дека |
D и μ e ≈ D e μ и , |
|||
затоа D amb ≈ 2D и . Таквата дифузија се одвива, на пример, во позитивната колона на празнење на сјај.
1.6. Побудување и јонизација на атомите и молекулите
Познато е дека атомот се состои од позитивен јон и електрони, чиј број се одредува според бројот на елементот во периодниот системДИ. Менделеев. Електроните во атомот се на специфични енергетски нивоа. Ако електронот прими малку енергија однадвор, тој се движи кон повеќе високо ниво, што се нарекува ниво на возбуда.
Обично електронот е на ниво на возбуда за кратко време, околу 10-8 секунди. Кога електронот добива значителна енергија, тој се оддалечува од јадрото на толку големо растојание што може да ја изгуби врската со него и да стане слободен. Најмалку поврзани со јадрото се валентните електрони, кои се на повисоки енергетски нивоа и затоа полесно се одвојуваат од атомот. Процесот на отстранување на електрон од атомот се нарекува јонизација.
На сл. Слика 1.3 ја прикажува енергетската слика на валентниот електрон во атомот. Овде W o е нивото на земјата на електронот, W mst е метастабилното ниво
национално ниво, W 1, W 2 – нивоа на возбуда (прво, второ, итн.).
Дел I. Поглавје 1. Електронски и јонски процеси во празнење на гас
Ориз. 1.3. Енергетска слика на електрон во атом
W = 0 е состојбата кога електронот ја губи врската со атомот. Вредноста W и = W ′ − W o е
енергија на јонизација. Вредностите на овие нивоа за некои гасови се дадени во табелата. 1.3.
Метастабилното ниво се карактеризира со тоа што транзициите на електрони кон и од него се забранети. Ова ниво е исполнето со т.н.
електронот го напушта атомот. Метастабилните нивоа играат важна улога во процесите што се случуваат во плазмата со празнење на гас, бидејќи на нормално нивоЕлектронот се возбудува 10-8 секунди, а на метастабилно ниво – 10-2 ÷ 10-3 с.
Табела 1.3
Енергија, eV |
CO2 |
||||||||
W одмазда |
|||||||||
Процесот на возбудување на атомските честички ја одредува и јонизацијата преку таканаречениот феномен на дифузија на резонантно зрачење. Овој феномен е дека возбудениот атом, враќајќи се во нормална состојба, емитува квантум на светлина, кој го возбудува следниот атом итн. Регионот на дифузија на резонантното зрачење се одредува со средната слободна патека на фотонот λ ν, што зависи
сита на густината на атомските честички n. Значи, на n= 1016 cm-3 λ ν =10-2 ÷ 1
види.. Феноменот на дифузија на резонантното зрачење се одредува и со присуството на метастабилни нивоа.
Степена јонизација може да се случи според различни шеми: а) првиот електрон или фотон го возбудува неутралниот
неутронска честичка, а вториот електрон или фотон му дава дополнителна енергија на валентниот електрон, предизвикувајќи јонизација на оваа неутрална честичка;
Дел I. Поглавје 1. Електронски и јонски процеси во празнење на гас
атом, и во овој момент возбудениот атом оди во нормална состојба и емитира квантум светлина, што ја зголемува енергијата
в) конечно, два возбудени атома се наоѓаат блиску еден до друг. Во овој случај, еден од нив оди во нормална состојба и емитира квантум светлина, кој го јонизира вториот атом.
Треба да се забележи дека чекорната јонизација станува ефективна кога концентрацијата на брзите електрони (со енергии блиску до
до W и ), фотони и возбудени атоми е доста голем. Ова е
се јавува кога јонизацијата станува доволно интензивна. За возврат, фотоните што се спуштаат на атомите и молекулите, исто така, можат да произведат возбудување и јонизација (директно или постепено). Изворот на фотони во празнење на гас е зрачењето на електронска лавина.
1.6.1. Побудување и јонизација на молекулите
За молекуларните гасови, неопходно е да се земе предвид можноста за возбудување на самите молекули, кои, за разлика од атомите, вршат ротациони и вибрациони движења. Овие движења се исто така квантизирани. Енергијата на ударот кај ротационо движењеизнесува 10-3÷ 10-1 eV, а со осцилаторно движење – 10-2 ÷ 1 eV.
За време на еластичен судир на електрон со атом, електронот губи
значителен дел од вашата енергија |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W. Кога |
|||
Кога електронот е во интеракција со молекулата, електронот го возбудува ротационото и вибрационото движење на молекулите. Во вториот случај, електронот губи особено значајна енергија до 10-1 ÷ 1 eV. Затоа возбудата осцилаторни движењамолекулите се ефикасен механизам за извлекување енергија од електрон. Во присуство на таков механизам, забрзувањето на електронот е попречено и потребно е посилно поле за да може електронот да добие доволно енергија за јонизација. Затоа, распаѓањето на молекуларниот гас бара поголем напон од распаѓањето на атомски (инертен) гас на исто меѓуелектродно растојание и еднаков притисок. Ова го покажуваат податоците во Табела. 1.4, каде што се споредуваат вредностите на λ t, S t и U pr атом
нални и молекуларни гасови при атмосферски притисок и d = 1,3 cm.
Дел I. Поглавје 1. Електронски и јонски процеси во празнење на гас
Табела 1.4 |
||||||||||
Карактеристично |
Име на гас |
|||||||||
S t 10 - 16, cm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Од масата 1.4 јасно е дека иако транспортните пресеци S t за молекуларно
Поларните гасови и аргонот се споредливи, но пробивниот напон на аргонот е значително помал.
1.7. Термичка јонизација
На високи температури, јонизација на гас може да се случи поради зголемување на кинетичката енергија на атомските честички, наречена термичка јонизација. Така, за испарувањата на Na, K, Cs, термичката јонизација е значајна на температура од неколку илјади степени, а за воздухот на температура од околу 104 степени. Веројатноста за термичка јонизација се зголемува со зголемување на температурата и намалување на потенцијалот за јонизација на атомите (молекулите). При обични температури, термичката јонизација е незначителна и практично може да има ефект само кога се развива лачно празнење.
Сепак, треба да се забележи дека уште во 1951 година, Хорнбек и Молнар откриле дека кога моноенергетските електрони се пренесуваат низ ладни инертни гасови, јоните се формираат со електронска енергија доволна само за возбудување, но не и за јонизирање на атомите. Овој процес беше наречен асоцијативна јонизација.
Асоцијативната јонизација понекогаш игра важна улога во ширењето на јонизирачките бранови и празнењата на искри на места каде што сè уште има многу малку електрони. Таму се формираат возбудени атоми како резултат на апсорпција на светлосни кванти кои излегуваат од веќе јонизираните региони. Во умерено загреан воздух, на температури од 4000–8000 К, молекулите се доволно дисоцирани, но сè уште има премалку електрони за развој на лавина. Главниот механизам за јонизација е реакција во која учествуваат невозбудени атоми N и O.
Асоцијативната јонизација се одвива според следната шема N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. Енергијата што недостасува од 2,8 eV се добива од кинетичката енергија на релативното движење на атомите.
ЈОНИЗАЦИЈА - трансформација на атомите и молекулите во јони. Степенот на јонизација е односот на бројот на јони со бројот на неутрални честички по единица волумен. Голем енциклопедиски речник
Се вчитува...