Si rezultat i jonizimit, formohen atomet. Jonizimi i atomeve në fusha të forta elektrike. Shihni se çfarë është "jonizimi" në fjalorë të tjerë
Energjia e jonizimit është karakteristika kryesore e një atomi. Është kjo që përcakton natyrën dhe forcën që një atom është në gjendje të formojë. Nga kjo karakteristikë varen edhe vetitë reduktuese të një lënde (të thjeshtë).
Koncepti i "energjisë së jonizimit" ndonjëherë zëvendësohet nga koncepti i "potencialit të parë të jonizimit" (I1), që do të thotë energjia më e vogël që nevojitet që një elektron të largohet nga një atom i lirë kur ai është në një gjendje energjie të quajtur më e ulëta.
Në veçanti, për një atom hidrogjeni ky është emri i dhënë për energjinë e nevojshme për të hequr një elektron nga një proton. Për atomet me disa elektrone ekziston koncepti i një të dyti, të tretë, etj. potencialet e jonizimit.
Energjia e jonizimit është një shumë, një term i së cilës është energjia e elektronit dhe tjetri është energjia e sistemit.
Në kimi, energjia e një atomi hidrogjeni shënohet me simbolin "Ea", dhe shuma e energjisë potenciale të sistemit dhe energjisë së elektronit mund të shprehet me formulën: Ea= E+T= -Z.e/ 2.R.
Nga kjo shprehje del qartë se qëndrueshmëria e sistemit lidhet drejtpërdrejt me ngarkesën e bërthamës dhe distancën ndërmjet saj dhe elektronit. Sa më e vogël të jetë kjo distancë, aq më e fortë ngarkesa e bërthamës, aq më e fortë tërheqin ato, sa më i qëndrueshëm dhe më i qëndrueshëm të jetë sistemi, aq më shumë energji duhet të shpenzohet për prishjen e kësaj lidhjeje.
Natyrisht, stabiliteti i sistemeve mund të krahasohet me nivelin e energjisë së shpenzuar për të shkatërruar lidhjen: sa më e madhe të jetë energjia, aq më i qëndrueshëm është sistemi.
Energjia e jonizimit atomik (forca e nevojshme për të thyer lidhjet në një atom hidrogjeni) u llogarit në mënyrë eksperimentale. Sot dihet saktësisht vlera e tij: 13.6 eV (elektronvolt). Më vonë, shkencëtarët, gjithashtu nëpërmjet një sërë eksperimentesh, arritën të llogarisin energjinë e nevojshme për të thyer lidhjen atom-elektron në sistemet që përbëhen nga një elektron i vetëm dhe një bërthamë me një ngarkesë dy herë më të madhe se një atom hidrogjeni. Eksperimentalisht është vërtetuar se në këtë rast nevojiten 54,4 elektron volt.
Ligjet e njohura të elektrostatikës thonë se energjia e jonizimit e nevojshme për të prishur lidhjen midis ngarkesave të kundërta (Z dhe e), me kusht që ato të jenë të vendosura në distancën R, fiksohet (përcaktohet) nga ekuacioni i mëposhtëm: T=Z.e/ R.
Kjo energji është proporcionale me madhësinë e ngarkesave dhe, në përputhje me rrethanat, është e lidhur në mënyrë të kundërt me distancën. Kjo është krejt e natyrshme: sa më të forta të jenë ngarkesat, aq më të forta janë forcat që i lidhin, aq më e fuqishme është forca e nevojshme për të shkatërruar lidhjen ndërmjet tyre. E njëjta gjë vlen edhe për distancën: sa më e vogël të jetë, aq më e fortë është energjia e jonizimit, aq më shumë forcë do të duhet të aplikohet për të shkatërruar lidhjen.
Ky arsyetim shpjegon pse një sistem atomesh me një ngarkesë të fortë bërthamore është më i qëndrueshëm dhe kërkon më shumë energji për të hequr një elektron.
Menjëherë lind pyetja: "Nëse vetëm dy herë më e fortë, pse energjia e jonizimit që kërkohet për të hequr një elektron rritet jo dy, por katër herë? Pse është e barabartë me dyfishin e ngarkesës në katror (54.4/13.6 = 4)?".
Kjo kontradiktë mund të shpjegohet mjaft thjeshtë. Nëse ngarkesat Z dhe e në sistem janë në një gjendje relativisht të ndërsjellë të palëvizshmërisë, atëherë energjia (T) është proporcionale me ngarkesën Z dhe ato rriten proporcionalisht.
Por në një sistem ku një elektron me ngarkesë e rrotullohet rreth një bërthame me ngarkesë Z, dhe Z rritet, rrezja e rrotullimit R zvogëlohet proporcionalisht: elektroni tërhiqet nga bërthama me forcë më të madhe.
Përfundimi është i qartë. Energjia e jonizimit ndikohet nga ngarkesa e bërthamës, distanca (radiale) nga bërthama deri në pikën më të lartë të densitetit të ngarkesës së elektronit të jashtëm; forca refuzuese midis elektroneve të jashtme dhe një masë e fuqisë depërtuese të një elektroni.
Një parametër i rëndësishëm i energjisë për studimin e proceseve kimike është energjia e jonizimit të një atomi. Në rastin e një atomi hidrogjeni, kjo është energjia që duhet shpenzuar për të hequr një elektron nga një proton.
Është e barabartë me shumën e energjisë potenciale të sistemit dhe energjisë kinetike të elektronit.
E a = E+T= -Z. e/2. R, (2.7)
ku E a është energjia e atomit të hidrogjenit.
Nga formula (2.7) rrjedh se një rënie në distancën midis elektronit dhe bërthamës dhe një rritje në ngarkesën e bërthamës do të thotë një rritje në forcën e tërheqjes së elektronit në bërthamë. Kjo do të thotë, do të kërkohet më shumë energji për të hequr një elektron nga bërthama. Sa më shumë energji që kërkohet për të thyer këtë lidhje, aq më i qëndrueshëm është sistemi.
Prandaj, nëse thyerja e një lidhjeje (ndarja e një elektroni nga bërthama) në një sistem kërkon më shumë energji sesa në një tjetër, atëherë sistemi i parë është më i qëndrueshëm.
Energjia e jonizimit të një atomi, energjia e nevojshme për të thyer lidhjet në një atom hidrogjeni, është përcaktuar në mënyrë eksperimentale. Është e barabartë me 13.6 eV (elektron volt). Energjia e nevojshme për të hequr një elektron nga bërthama në një atom të përbërë nga një elektron dhe një bërthamë, ngarkesa e të cilit është dyfishi i ngarkesës së bërthamës së një atomi hidrogjeni, u përcaktua gjithashtu eksperimentalisht. Në këtë rast, është e nevojshme të shpenzoni katër herë më shumë energji (54.4 eV).
Siç dihet nga elektrostatika, energjia ( T), e nevojshme për të thyer lidhjen midis ngarkesave të kundërta ( Z Dhe e), të vendosura në një distancë nga njëri-tjetri R, përcaktohet nga barazia
Është proporcionale me madhësinë e ngarkesave dhe në përpjesëtim të zhdrejtë me distancën ndërmjet tyre. Ky korrelacion është mjaft i kuptueshëm: sa më të mëdha të jenë ngarkesat, aq më e fortë është tërheqja e tyre ndaj njëri-tjetrit, prandaj, kërkohet më shumë energji për të thyer lidhjen midis tyre. Dhe sa më e vogël të jetë distanca midis tyre, aq më shumë energji do të duhet të shpenzohet për të prishur lidhjen. Falë kësaj, bëhet e qartë pse një sistem atomik, ku ngarkesa bërthamore është dy herë më e madhe se ngarkesa bërthamore në një atom hidrogjeni, është më i qëndrueshëm dhe kërkon më shumë energji për të hequr një elektron.
AFINITETI I ELEKTRONIT grimcat (molekulat, atomet, jonet), min. energjia A e nevojshme për të hequr një elektron nga negativi përkatës. jon deri në pafundësi. Për grimcën X S. në e. i referohet procesit:
S. në e. e barabartë me energjinë e jonizimit E negative. jon X - (potenciali i parë i jonizimit U 1, i matur në eV). Në analogji me potencialin jonizues, bëhet dallimi midis energjisë së parë dhe të dytë diellore, si dhe energjisë diellore vertikale dhe adiabatike. grimcë poliatomike. Termodinamik përkufizimi i S. në e. - entalpi standarde e tretësirës (1) në abs. temperatura zero:
AN A (N A ~konstanta e Avogadros).
Eksperimente të besueshme. të dhënat për S. në e. atomet dhe molekulat në squfur. 60-ta Shekulli 20 praktikisht nuk ekzistonte. Aktualisht, përdorimi i metodave të ekuilibrit të prodhimit dhe kërkimit është i mohuar. jonet bënë të mundur marrjen e S. të parë në e. për shumicën e elementeve periodike. sisteme dhe disa qindra org. dhe jo-org. molekulat. Naib. metoda premtuese për përcaktimin e spektroskopisë S. në e.-fotoelektron (saktësia + 0,01 eV) dhe spektrometria e masës. studimi i ekuilibrit të reaksioneve jon-molekulare. Mek kuantike. Llogaritjet e S. për e. janë të ngjashme me llogaritjet e potencialeve jonizuese. Saktësia më e mirë për molekulat poliatomike është 0,05-0,1 eV.
S. më i madh deri në e. zotërojnë atome halogjene. Për një numër elementësh S. deri e. afër zeros ose më pak se zero. Kjo e fundit do të thotë që për një element të caktuar vlera e qëndrueshme është negative. joni nuk ekziston. Në tabelë Tabela 1 tregon vlerat e S. në e. atomet e përftuara nga spektroskopia fotoelektronike (punë e W. Lineberger dhe bashkëpunëtorëve).
ELEKTRONEGATIVITETI, një sasi që karakterizon aftësinë e një atomi për të polarizuar lidhjet kovalente. Nëse në një molekulë diatomike A - B elektronet që formojnë lidhjen tërhiqen nga atomi B më fort sesa nga atomi A, atëherë atomi B konsiderohet më elektronegativ se A.
L. Pauling propozoi (1932) për sasitë. karakteristikat e elektronegativitetit përdorin termokimike. të dhëna për energjinë e lidhjeve A-A, B - B dhe A - B - përkatësisht. E AA, E bb dhe E AB. Energjia është thjesht hipotetike lidhje kovalente A - B (E cov) supozohet të jetë e barabartë me mesataren aritmetike. ose mesatare gjeometrike vlerat e E AA dhe E BB. Nëse elektronegativiteti i atomeve A dhe B është i ndryshëm, atëherë lidhja A - B pushon së qeni thjesht kovalente dhe energjia e lidhjes E AB do të bëhet më e madhe se E kovalente për sasinë
Sa më i madh të jetë ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve A dhe B, aq më e madhe është vlera Duke përdorur empirike. f-lu 
(një faktor prej 0.208 lind kur konverton vlerat e energjisë nga kcal/mol në eV) dhe duke marrë një vlerë arbitrare të elektronegativitetit prej 2.1 për atomin e hidrogjenit, Pauling mori një shkallë relative të përshtatshme. vlerat numerike elektronegativiteti, disa prej të cilave janë dhënë në tabelë. Naib. Më i lehtë nga halogjenët, F, është elektronegativ; më pak i rëndë janë metalet e rënda alkali.
Për sasitë. përshkrimet e elektronegativitetit, përveç termokimikës. përdoren gjithashtu të dhëna, të dhëna për gjeometrinë e molekulave (për shembull, metoda e Sanderson), karakteristikat spektrale (për shembull, metoda e Gordy).
RREZE ATOMIKE, karakteristikat efektive të atomeve, duke lejuar që dikush të vlerësojë afërsisht distancën ndëratomike (ndërbërthamore) në molekula dhe kristale. Sipas ideve Mekanika kuantike, atomet nuk kanë kufij të qartë, por probabiliteti për të gjetur një elektron të lidhur me një bërthamë të caktuar në një distancë të caktuar nga ajo bërthamë zvogëlohet me shpejtësi me rritjen e distancës. Prandaj, një rreze e caktuar i caktohet atomit, duke besuar se pjesa dërrmuese e densitetit të elektronit (90-98%) përmbahet në sferën e kësaj rreze. Rrezet atomike janë vlera shumë të vogla, të rendit 0,1 nm, por edhe ndryshimet e vogla në madhësitë e tyre mund të ndikojnë në strukturën e kristaleve të ndërtuara prej tyre, në konfigurimin ekuilibër të molekulave, etj. Të dhënat eksperimentale tregojnë se në shumë Në raste, distanca më e shkurtër midis dy atomeve është me të vërtetë përafërsisht e barabartë me shumën e rrezeve atomike përkatëse (i ashtuquajturi parimi i aditivitetit të rrezeve atomike). Varësisht nga lloji i lidhjes ndërmjet atomeve, dallohen rrezet atomike metalike, jonike, kovalente dhe van der Waals.
Metalike rrezja është e barabartë me gjysmën e distancës më të shkurtër midis atomeve në një kristalor. strukturë metalike. Vlera e saj varet nga koordinimi. numrat K (numri i fqinjëve më të afërt të një atomi në strukturë). Strukturat më të zakonshme janë metalet me K = 12. Nëse e marrim vlerën e rrezeve atomike në kristalet e tilla si 1, atëherë rrezet atomike të metaleve me K do të jenë përkatësisht të barabarta me 8, 6 dhe 4. 0,98, 0,96 dhe 0,88. Afërsia e vlerave të rrezeve atomike zbërthehet. metalet - një kusht i domosdoshëm (edhe pse jo i mjaftueshëm) për faktin se këto metale formohen zgjidhje të ngurta zëvendësimet. Kështu, K e lëngët dhe Li (rrezetë 0,236 dhe 0,155 nm, përkatësisht) zakonisht nuk përzihen, dhe K me Rb dhe Cs formojnë një seri të vazhdueshme tretësish të ngurta (rrezet Rb dhe Cs, përkatësisht, 0,248 dhe 0,268 nm). Aditiviteti i metalit rrezet atomike mundësojnë parashikimin e parametrave kristalorë me saktësi mesatare. grila ndërmetalike lidhjet.
Rrezet jonike përdoren për të përafruar vlerësimet e distancave më të shkurtra ndërbërthamore në kristalet jonike, duke supozuar se këto distanca janë të barabarta me shumën e rrezeve jonike përkatëse të atomeve. Ka disa sistemet e vlerave të rrezeve jonike që ndryshojnë për jonet individuale, por çojnë në afërsisht të njëjtat distanca ndërbërthamore në kristalet jonike. Rrezet jonike u përcaktuan për herë të parë në vitet 1920. Shekulli 20 V. M. Goldshmidt, i cili u mbështet në refraktometrik. vlerat e rrezeve F - dhe O 2-, përkatësisht të barabarta. 0,133 dhe 0,132 nm. Në sistemin e L. Pauling, rrezja e jonit O 2- merret si bazë, e barabartë me 0,140 nm, në sistemin e përhapur të N.V. Belov dhe G.B. Bokiy, rrezja e të njëjtit jon merret e barabartë me 0,136 nm, në Sistemi i K. Shannon -0,121 nm (K = 2).
Rrezja kovalente është e barabartë me gjysmën e gjatësisë së një kimikati të vetëm. Lidhjet X-X, ku X është një atom jometal. Për halogjenet, rrezja atomike kovalente është gjysma e distancës ndërbërthamore në molekulën X 2, për S dhe Se - në X 8, për S-në kristal diamanti Rrezet kovalente të F, Cl, Br, I, S, Se dhe C janë përkatësisht të barabarta. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 dhe 0,077 nm. Rrezja kovalente e hidrogjenit merret të jetë 0,030 nm, megjithëse gjysma e gjatësisë N-N lidhjet në molekulën H2 është 0.037 nm. Duke përdorur rregullin e aditivitetit të rrezeve atomike, parashikohen gjatësitë e lidhjeve në molekulat poliatomike. Për shembull, gjatësitë e lidhjeve C-H, C-F dhe C-C1 duhet të jenë përkatësisht 0.107, 0.141 dhe 0.176 nm, dhe ato janë me të vërtetë afërsisht të barabarta me vlerat e specifikuara në shumë. org. molekula që nuk përmbajnë lidhje të shumta karbon-karbon; përndryshe, distancat përkatëse ndërbërthamore zvogëlohen.
Rrezet Van der Waals përcaktojnë madhësitë efektive të atomeve të gazit fisnik. Besohet gjithashtu se këto rreze janë të barabarta me gjysmën e distancës ndërbërthamore midis atomeve identike më të afërt që nuk janë të lidhur kimikisht me njëri-tjetrin. komunikimi, d.m.th. që i përkasin molekulave të ndryshme, për shembull. në kristalet molekulare. Vlerat e rrezeve van der Waals gjenden, duke përdorur parimin e aditivitetit të rrezeve atomike, nga kontaktet më të shkurtra të molekulave fqinje në kristale. Mesatarisht ato janë ~0,08 nm më të mëdha se rrezet kovalente. Njohja e rrezeve van der Waals lejon dikë të përcaktojë konformimin e molekulave dhe paketimin e tyre në kristale molekulare. Konformacionet energjetike të favorshme të molekulave janë zakonisht ato në të cilat mbivendosja e rrezeve van der Waals të atomeve të palidhura me valencë është e vogël. Sferat Van der Waals të atomeve të lidhura me valencë brenda një molekule mbivendosen. Jashtë. skica e sferave të mbivendosura përcakton formën e molekulës. Kristalet molekulare i binden parimit të paketimit të ngushtë, sipas të cilit molekulat, të modeluara nga "fingulli i tyre van der Waals", janë të rregulluara në mënyrë që "daljet" e një molekule të përshtaten në "zgavrat" e një tjetre. Duke përdorur këto ide, mund të interpretohet kristalografia. të dhëna, dhe në disa raste parashikojnë strukturën e kristaleve molekulare.
Bileta 6.
Lidhja kimike.
Formimi i molekulave, joneve molekulare, joneve, kristaleve, amorfeve dhe substancave të tjera nga atomet shoqërohet me një rënie të energjisë në krahasim me atomet që nuk ndërveprojnë. Në këtë rast, energjia minimale korrespondon me një rregullim të caktuar të atomeve në lidhje me njëri-tjetrin, që korrespondon me një rishpërndarje të konsiderueshme të densitetit të elektroneve. Forcat që mbajnë atomet së bashku në formacione të reja kanë marrë emrin e përgjithshëm "lidhje kimike". Llojet më të rëndësishme të lidhjeve kimike: jonike, kovalente, metalike, hidrogjenore, ndërmolekulare.
Sipas teorisë elektronike të valencës, një lidhje kimike lind për shkak të rishpërndarjes së elektroneve në orbitalet e valencës, duke rezultuar në formimin e një të qëndrueshme konfigurim elektronik gaz fisnik (oktet) për shkak të formimit të joneve (W. Kossel) ose formimit të çifteve të përbashkëta elektronike (G. Lewis).
Një lidhje kimike karakterizohet nga energjia dhe gjatësia. Një masë e forcës së një lidhjeje është energjia e shpenzuar për thyerjen e lidhjes, ose fitimi në energji kur formohet një përbërje nga atomet individuale (Eb). Kështu, 435 kJmol √1 shpenzohen për thyerjen e lidhjes H√H, dhe 1648 kJmol √1 shpenzohen për atomizimin e metanit CH 4 √ 1648 kJmol √1, në këtë rast E C√H = 1648: Gjatësia e lidhjes (nm) √ distanca midis bërthamave në një lidhje të veçantë. Në mënyrë tipike, gjatësia e lidhjes dhe energjia e saj janë të kundërta: sa më e gjatë të jetë gjatësia e lidhjes, aq më e ulët është energjia e saj.
Një lidhje kimike zakonisht përfaqësohet nga linja që lidhin atomet ndërvepruese; çdo goditje është ekuivalente me një çift elektronesh të përgjithësuar. Në përbërjet që përmbajnë më shumë se dy atome, një karakteristikë e rëndësishme është këndi i lidhjes i formuar nga lidhjet kimike në molekulë dhe që pasqyron gjeometrinë e saj.
Polariteti i një molekule përcaktohet nga ndryshimi në elektronegativitetin e atomeve që formojnë një lidhje me dy qendra, gjeometria e molekulës, si dhe prania e çifteve të vetme të elektroneve, pasi një pjesë e densitetit të elektroneve në molekulë mund të lokalizohet jo në drejtim të obligacioneve. Polariteti i një lidhjeje shprehet përmes përbërësit të saj jonik, domethënë përmes zhvendosjes së një çifti elektronik në një atom më elektronegativ. Polariteti i një lidhjeje mund të shprehet përmes momentit të saj dipoli m, i barabartë me produktin e ngarkesës elementare dhe gjatësinë e dipolit *) m = e l. Polariteti i një molekule shprehet përmes momentit të saj dipol, i cili është i barabartë me shuma vektoriale të gjitha momentet dipole të lidhjeve të molekulës.
*) Dipoli është një sistem i dy ngarkesave të barabarta por të kundërta të vendosura në një distancë njësi nga njëra-tjetra. Momenti i dipolit matet në metra kulonë (Cm) ose debyes (D); 1D = 0,33310 √29 Klm.
Të gjithë këta faktorë duhet të merren parasysh. Për shembull, për një molekulë lineare CO 2 m = 0, por për SO 2 m = 1,79 D për shkak të strukturës së saj këndore. Momentet dipole të NF 3 dhe NH 3 me të njëjtin hibridizim të atomit të azotit (sp 3), afërsisht i njëjti polaritet i lidhjeve N√F dhe N√H (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2.1 ) dhe gjeometria molekulare e ngjashme ndryshojnë dukshëm, pasi momenti dipol i çiftit të vetëm të elektroneve të azotit gjatë mbledhjes së vektorit në rastin e NH 3 rrit m të molekulës, dhe në rastin e NF 3 e zvogëlon atë.
Energjia e jonizimit(Joni E) quhet energjia e shpenzuar në heqjen e një elektroni nga një atom dhe transformimin e atomit në një jon të ngarkuar pozitivisht.
Eksperimentalisht, jonizimi i atomeve kryhet në një fushë elektrike duke matur diferencën potenciale në të cilën ndodh jonizimi. Ky ndryshim potencial quhet potenciali jonizues(J). Njësia matëse për potencialin e jonizimit është eV/atom, dhe njësia për energjinë e jonizimit është kJ/mol; kalimi nga një vlerë në tjetrën kryhet sipas marrëdhënies:
E joni = 96,5 J
Largimi i elektronit të parë nga një atom karakterizohet nga potenciali i parë i jonizimit (J 1), i dyti nga i dyti (J 2), etj. Potencialet e njëpasnjëshme të jonizimit rriten (Tabela 1), pasi çdo elektron pasues duhet të hiqet nga një jon me një ngarkesë pozitive që rritet me një. Nga tavolina 1 tregon se në litium vërehet një rritje e mprehtë e potencialit të jonizimit për J2, në berilium - për J3, në bor - për J4, etj. Një rritje e mprehtë në J ndodh kur heqja e elektroneve të jashtme përfundon dhe elektroni tjetër është në nivelin e energjisë para të jashtme.
Tabela 1
Potencialet jonizuese të atomeve (eV/atom) të elementeve të periudhës së dytë
| Elementi | J 1 | J2 | J 3 | J 4 | J5 | J 6 | J 7 | J 8 |
| Litium | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Berilium | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Bor | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Karboni | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Azoti | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Oksigjen | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Fluori | 17,40 | 35,0 | 62,7 | 87,2 | 114,2 | 157,1 | 185,1 | 953,6 |
| Neoni | 21,60 | 41,1 | 63,0 | 97,0 | 126,3 | 157,9 |
Potenciali i jonizimit është një tregues i "metalitetit" të një elementi: sa më i ulët të jetë, aq më lehtë është që një elektron të shkëputet nga një atom dhe aq më fort duhet të shprehen vetitë metalike të elementit. Për elementët me të cilët fillojnë periodat (litium, natrium, kalium etj.), potenciali i parë i jonizimit është 4–5 eV/atom dhe këta elementë janë metale tipike. Për metalet e tjera, vlerat J 1 janë më të larta, por jo më shumë se 10 eV/atom, dhe për jometalet, zakonisht më shumë se 10 eV/atom: azot 14,53 eV/atom, oksigjen 13,60 eV/atom, etj.
Potencialet e para të jonizimit rriten në perioda dhe zvogëlohen në grupe (Fig. 14), gjë që tregon një rritje të vetive jometalike në periudha dhe atyre metalike në grupe. Prandaj, jometalet janë në pjesën e sipërme të djathtë, dhe metalet janë në pjesën e poshtme të majtë të tabelës periodike. Kufiri ndërmjet metaleve dhe jometaleve është “i paqartë”, sepse Shumica e elementeve kanë veti amfoterike (të dyfishta). Megjithatë, një kufi i tillë konvencional mund të vizatohet; ai tregohet në formën e gjatë (18 qelizash) të tabelës periodike, e cila është e disponueshme këtu në klasë dhe në librin e referencës.
Oriz. 14. Varësia e potencialit jonizues
nga numri atomik i elementeve të periudhës së parë – të pestë.
Shembulli 10. Potenciali jonizues i natriumit është 5,14 eV/atom, dhe ai i karbonit është 11,26 eV/atom. Cila është energjia e jonizimit të tyre?
Zgjidhje. 1) Joni E (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) Joni E (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Rëndësia praktike e kësaj marrëdhënieje është se, duke ditur μ, e cila është relativisht e lehtë për t'u matur, mund të përcaktohet D,
e cila është mjaft e vështirë të përcaktohet drejtpërdrejt.
Difuzioni ambipolar
Të dy elektronet dhe jonet shpërndahen në plazmën e shkarkimit të gazit. Procesi i difuzionit duket të jetë si më poshtë. Elektronet, të cilat kanë lëvizshmëri më të lartë, shpërndahen më shpejt se jonet. Për shkak të kësaj, krijohet një fushë elektrike midis elektroneve dhe joneve pozitive të mbetura. Kjo fushë pengon difuzionin e mëtejshëm të elektroneve, dhe anasjelltas, përshpejton difuzionin e joneve. Kur jonet tërhiqen drejt elektroneve, kjo fushë elektrike dobësohet dhe elektronet ndahen përsëri nga jonet. Ky proces ndodh vazhdimisht. Ky difuzion quhet difuzion ambipolar, koeficienti i të cilit është
D amb = |
D e μ dhe + D dhe μ e |
|||
μ e + μ dhe |
||||
ku D e ,D dhe |
– koeficientët e difuzionit të elektroneve dhe joneve; μ e, μ dhe - |
|||
lëvizshmëria e elektroneve dhe joneve. |
||||
Meqenëse D e >> D u dhe μ e >> μ dhe , rezulton se |
D dhe μ e ≈ D e μ dhe , |
|||
prandaj D amb ≈ 2D dhe . Një difuzion i tillë ndodh, për shembull, në kolonën pozitive të një shkarkimi shkëlqimi.
1.6. Ngacmimi dhe jonizimi i atomeve dhe molekulave
Dihet se një atom përbëhet nga një jon pozitiv dhe elektrone, numri i të cilave përcaktohet nga numri i elementit në tabelë periodike DI. Mendelejevi. Elektronet në një atom janë në nivele specifike të energjisë. Nëse një elektron merr pak energji nga jashtë, ai lëviz në më shumë nivel të lartë, i cili quhet niveli i ngacmimit.
Zakonisht elektroni është në nivelin e ngacmimit për një kohë të shkurtër, rreth 10-8 s. Kur një elektron merr energji të konsiderueshme, ai largohet nga bërthama në një distancë kaq të madhe saqë mund të humbasë lidhjen me të dhe të bëhet i lirë. Më pak të lidhura me bërthamën janë elektronet e valencës, të cilat janë në nivele më të larta energjetike dhe për këtë arsye shkëputen më lehtë nga atomi. Procesi i heqjes së një elektroni nga një atom quhet jonizimi.
Në Fig. Figura 1.3 tregon pamjen energjetike të elektronit të valencës në një atom. Këtu W o është niveli tokësor i elektronit, W mst është niveli metastabil
niveli nal, W 1, W 2 - nivelet e ngacmimit (i pari, i dyti, etj.).
Pjesa I. Kapitulli 1. Proceset elektronike dhe jonike në një shkarkim gazi
Oriz. 1.3. Pamja energjetike e një elektroni në një atom
W ′ = 0 është gjendja kur elektroni humbet lidhjen e tij me atomin. Vlera W dhe = W ′ − W o është
energjia e jonizimit. Vlerat e këtyre niveleve për disa gaze janë dhënë në tabelë. 1.3.
Një nivel metastabil karakterizohet nga fakti se kalimet e elektroneve në dhe nga ai janë të ndaluara. Ky nivel plotësohet nga i ashtuquajturi ndërveprim shkëmbimi, kur një elektron nga jashtë zbret në nivelin W mst, dhe teprica
elektroni largohet nga atomi. Nivelet metastabile luajnë një rol të rëndësishëm në proceset që ndodhin në plazmën e shkarkimit të gazit, sepse në nivel normal Elektroni ngacmohet për 10-8 s, dhe në nivelin metastabil - 10-2 ÷ 10-3 s.
Tabela 1.3
Energjia, eV |
CO2 |
||||||||
W hakmarrje |
|||||||||
Procesi i ngacmimit të grimcave atomike përcakton edhe jonizimin përmes të ashtuquajturit fenomeni i difuzionit të rrezatimit rezonant. Ky fenomen është se një atom i ngacmuar, duke u kthyer në një gjendje normale, lëshon një sasi drite, e cila ngacmon atomin pasardhës, e kështu me radhë. Rajoni i difuzionit të rrezatimit rezonant përcaktohet nga rruga e lirë mesatare e fotonit λ ν, e cila varet
sita në densitetin e grimcave atomike n. Pra, në n= 1016 cm-3 λ ν =10-2 ÷ 1
shih Dukuria e difuzionit të rrezatimit rezonant përcaktohet edhe nga prania e niveleve metastabile.
Jonizimi hap pas hapi mund të ndodhë sipas skemave të ndryshme: a) elektroni ose fotoni i parë eksiton neutralin.
grimca neutron, dhe elektroni ose fotoni i dytë i jep energji shtesë elektronit të valencës, duke shkaktuar jonizimin e kësaj grimce neutrale;
Pjesa I. Kapitulli 1. Proceset elektronike dhe jonike në një shkarkim gazi
atom, dhe në këtë moment atomi i ngacmuar shkon në një gjendje normale dhe lëshon një sasi drite, e cila rrit energjinë
c) më në fund, dy atome të ngacmuar e gjejnë veten afër njëri-tjetrit. Në këtë rast, njëri prej tyre kalon në një gjendje normale dhe lëshon një kuant drite, i cili jonizon atomin e dytë.
Duhet të theksohet se jonizimi hap pas hapi bëhet efektiv kur përqendrimi i elektroneve të shpejta (me energji afër
në W dhe ), fotonet dhe atomet e ngacmuara është mjaft i madh. Kjo është
ndodh kur jonizimi bëhet mjaftueshëm intensiv. Nga ana tjetër, fotonet që ndodhin në atome dhe molekula mund të prodhojnë gjithashtu ngacmim dhe jonizëm (drejtpërdrejt ose hap pas hapi). Burimi i fotoneve në një shkarkim gazi është rrezatimi i një orteku elektronik.
1.6.1. Ngacmimi dhe jonizimi i molekulave
Për gazrat molekularë, është e nevojshme të merret parasysh mundësia e ngacmimit të vetë molekulave, të cilat, ndryshe nga atomet, kryejnë lëvizje rrotulluese dhe vibruese. Këto lëvizje janë gjithashtu të kuantizuara. Energjia e kërcimit në lëvizje rrotullueseështë 10-3÷ 10-1 eV, kurse me lëvizje osciluese – 10-2 ÷ 1 eV.
Gjatë një përplasjeje elastike të një elektroni me një atom, elektroni humbet
një pjesë e rëndësishme e energjisë tuaj |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W. Kur a |
|||
Kur një elektron ndërvepron me një molekulë, elektroni nxit lëvizjen rrotulluese dhe vibruese të molekulave. Në rastin e fundit, elektroni humbet energji veçanërisht të konsiderueshme deri në 10-1 ÷ 1 eV. Prandaj eksitimi lëvizjet osciluese molekulat janë një mekanizëm efektiv për nxjerrjen e energjisë nga një elektron. Në prani të një mekanizmi të tillë, nxitimi i elektronit pengohet dhe kërkohet një fushë më e fortë në mënyrë që elektroni të fitojë energji të mjaftueshme për jonizimin. Prandaj, zbërthimi i një gazi molekular kërkon një tension më të lartë se zbërthimi i një gazi atomik (inert) në të njëjtën distancë ndërelektrodike dhe presion të barabartë. Kjo tregohet nga të dhënat në tabelë. 1.4, ku krahasohen vlerat e atomit λ t, S t dhe U pr
gazet nal dhe molekularë në presion atmosferik dhe d = 1,3 cm.
Pjesa I. Kapitulli 1. Proceset elektronike dhe jonike në një shkarkim gazi
Tabela 1.4 |
||||||||||
Karakteristike |
Emri i gazit |
|||||||||
S t 10 − 16, cm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Nga tavolina 1.4 është e qartë se edhe pse transporti prerjet tërthore S t për molekulare
Gazrat polare dhe argoni janë të krahasueshëm, por voltazhi i ndarjes së argonit është dukshëm më i ulët.
1.7. Jonizimi termik
Në temperatura të larta, jonizimi i gazit mund të ndodhë për shkak të një rritje të energjisë kinetike të grimcave atomike, të quajtur jonizimi termik. Kështu, për avujt Na, K, Cs, jonizimi termik është i rëndësishëm në një temperaturë prej disa mijëra gradë, dhe për ajrin në një temperaturë prej rreth 104 gradë. Probabiliteti i jonizimit termik rritet me rritjen e temperaturës dhe zvogëlimin e potencialit jonizues të atomeve (molekulave). Në temperaturat e zakonshme, jonizimi termik është i parëndësishëm dhe praktikisht mund të ketë efekt vetëm kur zhvillohet një shkarkim hark.
Sidoqoftë, duhet të theksohet se në vitin 1951, Hornbeck dhe Molnar zbuluan se kur elektronet monoenergjetike kalohen përmes gazeve të ftohtë inerte, jonet formohen me një energji elektronike të mjaftueshme vetëm për të ngacmuar, por jo për të jonizuar atomet. Ky proces u quajt jonizimi asociativ.
Jonizimi asociativ ndonjëherë luan një rol të rëndësishëm në përhapjen e valëve të jonizimit dhe shkarkimeve të shkëndijës në vendet ku ka ende shumë pak elektrone. Atomet e ngacmuara formohen atje si rezultat i përthithjes së kuanteve të dritës që dalin nga rajonet tashmë të jonizuara. Në ajrin mesatarisht të nxehtë, në temperaturat 4000-8000 K, molekulat janë mjaftueshëm të disociuara, por ka ende shumë pak elektrone për zhvillimin e një orteku. Mekanizmi kryesor i jonizimit është një reaksion në të cilin marrin pjesë atomet e pangacmuara N dhe O.
Jonizimi asociativ zhvillohet sipas skemës së mëposhtme N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. Energjia që mungon prej 2,8 eV fitohet nga energjia kinetike e lëvizjes relative të atomeve.
JONIZIMI - shndërrimi i atomeve dhe molekulave në jone. Shkalla e jonizimit është raporti i numrit të joneve me numrin e grimcave neutrale për njësi vëllimi. Fjalor i madh enciklopedik
Po ngarkohet...