İyonlaşma sonucunda atomlar oluşur. Güçlü elektrik alanlarında atomların iyonlaşması. Diğer sözlüklerde “iyonlaşmanın” ne olduğunu görün
İyonlaşma enerjisi bir atomun temel özelliğidir. Bir atomun oluşturabileceği doğayı ve gücü belirleyen şey budur. (Basit) bir maddenin indirgeyici özellikleri de bu özelliğe bağlıdır.
“İyonlaşma enerjisi” kavramı bazen “ilk iyonlaşma potansiyeli” (I1) kavramıyla değiştirilir; bu, bir elektronun serbest bir atomdan uzaklaşması için gerekli olan en küçük enerji anlamına gelir. en düşük.
Özellikle bir hidrojen atomu için, bir elektronun bir protondan ayrılması için gerekli olan enerjiye verilen addır. Birkaç elektrona sahip atomlar için ikinci, üçüncü vb. kavramı vardır. İyonlaşma potansiyelleri.
İyonlaşma enerjisi, bir terimi elektronun enerjisi, diğeri sistemin enerjisi olan bir toplamdır.
Kimyada hidrojen atomunun enerjisi “Ea” sembolü ile gösterilir ve sistemin potansiyel enerjisi ile elektronun enerjisinin toplamı şu formülle ifade edilebilir: Ea= E+T= -Z.e/ 2.R.
Bu ifadeden sistemin kararlılığının doğrudan çekirdeğin yüküyle ve onunla elektron arasındaki mesafeyle ilgili olduğu açıktır. Bu mesafe ne kadar küçük olursa, çekirdeğin yükü o kadar güçlü olur, çekerler, sistem o kadar kararlı ve kararlı olur, bu bağı kırmak için o kadar fazla enerji harcanması gerekir.
Açıkçası, sistemlerin kararlılığı, bağlantıyı yok etmek için harcanan enerji düzeyiyle karşılaştırılabilir: enerji ne kadar büyük olursa sistem o kadar kararlı olur.
Atomik iyonlaşma enerjisi (bir hidrojen atomundaki bağları kırmak için gereken kuvvet) deneysel olarak hesaplandı. Bugün değeri tam olarak biliniyor: 13,6 eV (elektronvolt). Daha sonra bilim insanları, yine bir dizi deney yaparak, tek bir elektron ve hidrojen atomunun iki katı yüke sahip bir çekirdekten oluşan sistemlerde atom-elektron bağını kırmak için gereken enerjiyi hesaplayabildiler. Bu durumda 54,4 elektron voltun gerekli olduğu deneysel olarak tespit edilmiştir.
İyi bilinen elektrostatik yasaları, zıt yükler (Z ve e) arasındaki bağı kırmak için gereken iyonizasyon enerjisinin, R mesafesinde olmaları koşuluyla aşağıdaki denklemle sabitlendiğini (belirlendiğini) belirtir: T=Z.e/ R.
Bu enerji, yüklerin büyüklüğü ile orantılıdır ve buna göre mesafe ile ters orantılıdır. Bu oldukça doğaldır: Yükler ne kadar güçlü olursa, onları birbirine bağlayan kuvvetler de o kadar güçlü olur, aralarındaki bağlantıyı yok etmek için gereken kuvvet de o kadar güçlü olur. Aynı şey mesafe için de geçerlidir: Mesafe ne kadar küçük olursa iyonlaşma enerjisi o kadar güçlü olur ve bağı yok etmek için o kadar fazla kuvvet uygulanması gerekir.
Bu mantık, güçlü nükleer yüke sahip bir atom sisteminin neden daha kararlı olduğunu ve bir elektronu uzaklaştırmak için daha fazla enerjiye ihtiyaç duyduğunu açıklamaktadır.
Hemen şu soru ortaya çıkıyor: "Eğer sadece iki kat daha güçlüyse, bir elektronu çıkarmak için gereken iyonlaşma enerjisi neden iki değil dört kat artıyor? Neden yükün karesinin iki katına eşittir (54,4/13,6 = 4)?"
Bu çelişki oldukça basit bir şekilde açıklanabilir. Sistemdeki Z ve e yükleri göreceli olarak karşılıklı hareketsizlik durumundaysa, o zaman enerji (T), Z yüküyle orantılıdır ve orantılı olarak artar.
Ancak e yüküne sahip bir elektronun Z yüküne sahip bir çekirdek etrafında döndüğü ve Z'nin arttığı bir sistemde, R'nin dönme yarıçapı orantılı olarak azalır: elektron çekirdeğe daha büyük bir kuvvetle çekilir.
Sonuç açıktır. İyonlaşma enerjisi, çekirdeğin yükünden, çekirdekten dış elektronun yük yoğunluğunun en yüksek noktasına kadar olan mesafeden (radyal olarak) etkilenir; dış elektronlar arasındaki itme kuvveti ve bir elektronun nüfuz etme gücünün bir ölçüsü.
Kimyasal süreçleri incelemek için önemli bir enerji parametresi, bir atomun iyonlaşma enerjisidir. Hidrojen atomu durumunda bu, bir protondan bir elektronu çıkarmak için harcanması gereken enerjidir.
Sistemin potansiyel enerjisi ile elektronun kinetik enerjisinin toplamına eşittir.
E a = E+T= -Z . e/2. R, (2.7)
burada E a hidrojen atomunun enerjisidir.
Formül (2.7)'den, elektron ile çekirdek arasındaki mesafedeki azalmanın ve çekirdeğin yükündeki artışın, elektronun çekirdeğe olan çekim kuvvetinde bir artış anlamına geldiği sonucu çıkar. Yani bir elektronu çekirdekten çıkarmak için daha fazla enerjiye ihtiyaç duyulacaktır. Bu bağı kırmak için ne kadar fazla enerji gerekiyorsa sistem o kadar kararlı olur.
Bu nedenle, bir sistemdeki bir bağın kırılması (bir elektronun çekirdekten ayrılması) diğerine göre daha fazla enerji gerektiriyorsa, o zaman ilk sistem daha kararlıdır.
Bir atomun iyonlaşma enerjisi, yani hidrojen atomundaki bağları kırmak için gereken enerji deneysel olarak belirlenmiştir. 13,6 eV'ye (elektron volt) eşittir. Yükü hidrojen atomunun çekirdeğinin yükünün iki katı olan, bir elektron ve bir çekirdekten oluşan bir atomda, çekirdekten bir elektronu çıkarmak için gereken enerji de deneysel olarak belirlendi. Bu durumda dört kat daha fazla enerji (54,4 eV) harcamak gerekir.
Elektrostatikten bilindiği üzere enerji ( T), zıt yükler arasındaki bağı kırmak için gereklidir ( Z Ve e), birbirinden uzakta bulunan R, eşitlikle belirlenir
Yüklerin büyüklüğü ile doğru orantılı, aralarındaki mesafe ile ters orantılıdır. Bu korelasyon oldukça anlaşılır: Yükler ne kadar büyük olursa birbirlerine olan çekimleri o kadar güçlü olur, dolayısıyla aralarındaki bağı kırmak için daha fazla enerji gerekir. Ve aralarındaki mesafe ne kadar küçük olursa, bağlantıyı kesmek için o kadar fazla enerji harcanması gerekecektir. Bu sayede, nükleer yükün bir hidrojen atomundaki nükleer yükün iki katı olduğu bir atom sisteminin neden daha kararlı olduğu ve bir elektronu çıkarmak için daha fazla enerji gerektirdiği anlaşılıyor.
ELEKTRON İLİŞKİSİ parçacıklar (moleküller, atomlar, iyonlar), min. karşılık gelen negatiften bir elektronu çıkarmak için gereken A enerjisi. sonsuza kadar iyon. Parçacık X S.'den e'ye kadar. süreci ifade eder:
S.'den e'ye. iyonlaşma enerjisine E negatif eşittir. iyon X - (ilk iyonlaşma potansiyeli U 1, eV cinsinden ölçülür). İyonlaşma potansiyeline benzetilerek birinci ve ikinci güneş enerjisi ile dikey ve adyabatik güneş enerjisi arasında bir ayrım yapılır. çok atomlu parçacık. Termodinamik S.'den e'ye tanımı - abs'de çözeltinin (1) standart entalpisi. sıfır sıcaklık:
AN A (NA ~Avogadro sabiti).
Güvenilir deneyler. S.'den e'ye kadar olan veriler. atomlar ve moleküller kükürte dönüşür. 60'lar 20. yüzyıl pratikte yoktu. Şu anda, denge üretim ve araştırma yöntemlerinin kullanımı reddedilmektedir. iyonlar ilk S.'den e'ye kadar olanların elde edilmesini mümkün kıldı. çoğu element için periyodiktir. sistemler ve birkaç yüzlerce org. ve kuruluş dışı. moleküller Naib. S.'den e.-fotoelektron spektroskopisine (doğruluk + 0,01 eV) ve kütle spektrometrisine karar vermek için umut verici yöntemler. İyon-moleküler reaksiyonların dengesinin incelenmesi. Kuantum Mekaniği. S.'nin hesaplamaları e. iyonlaşma potansiyeli hesaplamalarına benzer. Çok atomlu moleküller için en iyi doğruluk 0,05-0,1 eV'dir.
En büyük S.'den e'ye. halojen atomlarına sahiptir. S.'den e'ye kadar bir dizi element için. sıfıra yakın veya sıfırdan küçüktür. İkincisi, belirli bir element için kararlı değerin negatif olduğu anlamına gelir. iyon mevcut değildir. Tabloda Tablo 1, S.'den e'ye kadar olan değerleri göstermektedir. fotoelektron spektroskopisi ile elde edilen atomlar (W. Lineberger ve iş arkadaşlarının çalışması).
ELEKTRONEGATIVİTE, bir atomun kovalent bağları polarize etme yeteneğini karakterize eden bir miktar. İki atomlu bir molekül A - B'de bağı oluşturan elektronlar B atomuna A atomuna göre daha güçlü bir şekilde çekilirse, o zaman B atomunun A'dan daha elektronegatif olduğu kabul edilir.
L. Pauling miktarlar için (1932) önerdi. Elektronegatiflik özellikleri termokimyasalı kullanır. enerji verileri A-A bağlantıları, B - B ve A - B - sırasıyla. E AA, E cc ve E AB. Enerji tamamen varsayımsaldır kovalent bağ A - B (E cov)'un aritmetik ortalamaya eşit olduğu varsayılır. veya geometrik ortalama E AA ve E BB değerleri. A ve B atomlarının elektronegatifliği farklıysa, A - B bağı tamamen kovalent olmaktan çıkar ve E AB bağ enerjisi, E kovalent miktarından daha büyük olur.
A ve B atomlarının elektronegatifliğindeki fark ne kadar büyük olursa, ampirik kullanım değeri de o kadar büyük olur. nezle 
(enerji değerlerini kcal/mol'den eV'ye dönüştürürken 0,208 faktörü ortaya çıkar) ve hidrojen atomu için keyfi bir elektronegatiflik değeri 2,1 alarak Pauling, uygun bir göreceli ölçek elde etti. sayısal değerler Elektronegatiflik, bunlardan bazıları tabloda verilmiştir. Naib. Halojenlerin en hafifi F, elektronegatiftir; en az ağır olanı ise ağır alkali metallerdir.
Miktarlar için. Termokimyasalın yanı sıra elektronegatifliğin tanımları. veriler, moleküllerin geometrisine ilişkin veriler (örneğin Sanderson yöntemi), spektral özellikler (örneğin Gordy yöntemi) de kullanılır.
ATOM YARIÇAPI, atomların etkili özellikleri, moleküller ve kristallerdeki atomlar arası (nükleerler arası) mesafenin yaklaşık olarak tahmin edilmesine olanak tanır. Fikirlere göre kuantum mekaniği Atomların net sınırları yoktur, ancak belirli bir çekirdeğe bağlı bir elektronu, o çekirdeğe belirli bir mesafede bulma olasılığı, mesafe arttıkça hızla azalır. Bu nedenle, elektron yoğunluğunun büyük çoğunluğunun (%90-98) bu yarıçapın küresinde yer aldığına inanılarak atoma belirli bir yarıçap atanır. Atomik yarıçaplar 0,1 nm civarında çok küçük değerlerdir, ancak boyutlarındaki küçük farklılıklar bile onlardan oluşturulan kristallerin yapısını, moleküllerin denge konfigürasyonunu vb. etkileyebilir. Deneysel veriler şunu gösteriyor ki birçok durumda Bazı durumlarda, iki atom arasındaki en kısa mesafe aslında yaklaşık olarak karşılık gelen atom yarıçaplarının toplamına eşittir (atom yarıçaplarının toplanabilirliği ilkesi olarak adlandırılır). Atomlar arasındaki bağın türüne bağlı olarak metalik, iyonik, kovalent ve van der Waals atom yarıçapları ayırt edilir.
metalik yarıçap, kristal içindeki atomlar arasındaki en kısa mesafenin yarısına eşittir. metal yapı. Değeri koordinasyona bağlıdır. K sayıları (yapıdaki bir atomun en yakın komşularının sayısı). En yaygın yapılar K = 12 olan metallerdir. Bu tür kristallerde atom yarıçapının değerini 1 olarak alırsak, K değeri 8, 6 ve 4 olan metallerin atom yarıçapları sırasıyla olacaktır. 0,98, 0,96 ve 0,88. Atom yarıçapı değerlerinin yakınlığı ayrışır. metaller - bu metallerin oluşması için gerekli (yeterli olmasa da) bir koşul katı çözümler ikameler. Bu nedenle, sıvı K ve Li (sırasıyla yarıçapı 0,236 ve 0,155 nm) genellikle karışmaz ve Rb ve Cs ile K, sürekli bir katı çözelti serisi oluşturur (sırasıyla Rb ve Cs yarıçapı, 0,248 ve 0,268 nm). Metalik katkı atom yarıçapı, kristalin parametrelerin orta düzeyde doğrulukla tahmin edilmesine olanak tanır. metallerarası ızgaralar bağlantılar.
İyonik yarıçaplar, iyonik kristallerdeki en kısa nükleer mesafelerin yaklaşık tahminlerini yapmak için kullanılır; bu mesafelerin, atomların karşılık gelen iyonik yarıçaplarının toplamına eşit olduğu varsayılır. Birkaç tane var Bireysel iyonlar için farklılık gösteren, ancak iyonik kristallerde yaklaşık olarak aynı nükleer mesafelere yol açan iyon yarıçapı değerleri sistemleri. İyonik yarıçaplar ilk olarak 1920'lerde belirlendi. 20. yüzyıl Refraktometrik yönteme güvenen V. M. Goldshmidt. F - ve O 2- yarıçaplarının değerleri sırasıyla eşittir. 0,133 ve 0,132 nm. L. Pauling'in sisteminde O2- iyonunun yarıçapı 0,140 nm'ye eşit olarak alınır, N.V. Bokiy ve G.B.'nin ortak sisteminde aynı iyonun yarıçapı 0,136 nm'ye eşit alınır. K. Shannon'ın sistemi -0,121 nm (K = 2).
Kovalent yarıçap, tek bir kimyasalın uzunluğunun yarısına eşittir. X-X bağlantıları burada X metal olmayan bir atomdur. Halojenler için kovalent atom yarıçapı, X2 molekülündeki nükleer mesafenin yarısıdır, S ve Se için - X8'de, S-in kristal elmas F, Cl, Br, I, S, Se ve C'nin kovalent yarıçapları sırasıyla eşittir. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 ve 0,077 nm. Hidrojenin kovalent yarıçapı 0,030 nm olarak alınır, ancak uzunluğun yarısı kadardır. N-N bağlantıları H2 molekülünde 0,037 nm'dir. Atom yarıçaplarının toplanabilirliği kuralı kullanılarak çok atomlu moleküllerdeki bağ uzunlukları tahmin edilir. Örneğin C-H, C-F ve C-C1 bağlarının uzunlukları sırasıyla 0,107, 0,141 ve 0,176 nm olmalıdır ve aslında birçoğunda belirtilen değerlere yaklaşık olarak eşittir. org. birden fazla karbon-karbon bağı içermeyen moleküller; aksi takdirde karşılık gelen nükleer mesafeler azalır.
Van der Waals yarıçapları soy gaz atomlarının etkin boyutlarını belirler. Ayrıca bu yarıçapların, birbirine kimyasal olarak bağlı olmayan en yakın özdeş atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafenin yarısına eşit olduğuna inanılmaktadır. iletişim, yani örneğin farklı moleküllere ait. moleküler kristallerde. Van der Waals yarıçaplarının değerleri, kristallerdeki komşu moleküllerin en kısa temaslarından atom yarıçaplarının toplanabilirliği ilkesi kullanılarak bulunur. Ortalama olarak kovalent yarıçaplardan ~0,08 nm daha büyüktürler. Van der Waals yarıçaplarının bilgisi, moleküllerin konformasyonunu ve moleküler kristallerdeki paketlenmelerini belirlemeye olanak tanır. Moleküllerin enerji açısından uygun konformasyonları genellikle değerlik bağı olmayan atomların van der Waals yarıçaplarının örtüşmesinin küçük olduğu konformasyonlardır. Bir molekül içindeki değerlik bağlı atomların Van der Waals küreleri örtüşür. Dahili. örtüşen kürelerin ana hatları molekülün şeklini belirler. Moleküler kristaller, "van der Waals saçakları" ile modellenen moleküllerin, bir molekülün "çıkıntıları" diğerinin "boşluklarına" oturacak şekilde düzenlendiği sıkı paketleme ilkesine uyar. Bu fikirleri kullanarak kristalografi yorumlanabilir. veriler ve bazı durumlarda moleküler kristallerin yapısını tahmin etmek.
Bilet 6.
Kimyasal bağ.
Atomlardan moleküllerin, moleküler iyonların, iyonların, kristalin, amorf ve diğer maddelerin oluşumuna, etkileşime girmeyen atomlara kıyasla enerjide bir azalma eşlik eder. Bu durumda minimum enerji, atomların birbirine göre belirli bir düzenlemesine karşılık gelir ve bu, elektron yoğunluğunun önemli bir yeniden dağılımına karşılık gelir. Yeni oluşumlarda atomları bir arada tutan kuvvetlere “kimyasal bağ” genel adı verilmiştir. En önemli kimyasal bağ türleri: iyonik, kovalent, metalik, hidrojen, moleküller arası.
Elektronik değerlik teorisine göre, değerlik yörüngelerindeki elektronların yeniden dağıtılması nedeniyle kimyasal bir bağ ortaya çıkar ve bunun sonucunda kararlı bir bağ oluşur. elektronik konfigürasyon iyonların oluşumu (W. Kossel) veya paylaşılan elektron çiftlerinin oluşumu (G. Lewis) nedeniyle soy gaz (sekizli).
Kimyasal bir bağ enerji ve uzunluk ile karakterize edilir. Bir bağın kuvvetinin bir ölçüsü, bağı kırmak için harcanan enerji veya tek tek atomlardan (Eb) bir bileşik oluştururken elde edilen enerji kazancıdır. Böylece, 435 kJmol √1 H√H bağının kırılması için harcanır ve 1648 kJmol √1 metanın CH4 √ 1648 kJmol √1 atomizasyonu için harcanır, bu durumda E C√H = 1648: 4 = 412 kJ. Bağ uzunluğu (nm) √ belirli bir bileşikteki çekirdekler arasındaki mesafe. Tipik olarak bağ uzunluğu ve enerjisi birbirine zıttır: bağ uzunluğu ne kadar uzun olursa enerjisi de o kadar düşük olur.
Bir kimyasal bağ genellikle etkileşen atomları birbirine bağlayan çizgilerle temsil edilir; her vuruş genelleştirilmiş bir elektron çiftine eşdeğerdir. İkiden fazla atom içeren bileşiklerde önemli bir özellik, moleküldeki kimyasal bağların oluşturduğu ve geometrisini yansıtan bağ açısıdır.
Bir molekülün polaritesi, iki merkezli bir bağ oluşturan atomların elektronegatifliğindeki fark, molekülün geometrisi ve ayrıca moleküldeki elektron yoğunluğunun bir kısmı lokalize edilebildiğinden yalnız elektron çiftlerinin varlığı ile belirlenir. tahviller yönünde değil. Bir bağın polaritesi iyonik bileşeniyle, yani bir elektron çiftinin daha elektronegatif bir atoma yer değiştirmesiyle ifade edilir. Bir bağın polaritesi, temel yük ile dipol uzunluğunun çarpımına eşit olan dipol momenti m ile ifade edilebilir *) m = e l. Bir molekülün polaritesi dipol momenti ile ifade edilir; bu da şuna eşittir: vektör toplamı molekülün bağlarının tüm dipol momentleri.
*) Dipol, birbirinden birim uzaklıkta bulunan iki eşit fakat zıt yükten oluşan bir sistemdir. Dipol momenti coulomb metre (Cm) veya debyes (D) cinsinden ölçülür; 1D = 0,33310 √29 Klm.
Tüm bu faktörler dikkate alınmalıdır. Örneğin doğrusal bir molekül için CO 2 m = 0, fakat SO 2 için m = 1,79 D açısal yapısından dolayıdır. Nitrojen atomunun (sp 3) aynı hibridizasyonuna sahip NF3 ve NH3'ün dipol momentleri, N√F ve N√H bağlarının yaklaşık olarak aynı polaritesi (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2,1) ) ve benzer moleküler geometri önemli ölçüde farklılık gösterir, çünkü NH3 durumunda vektör eklenmesi sırasında yalnız nitrojen elektron çiftinin dipol momenti molekülün m'sini arttırır ve NF3 durumunda onu azaltır.
İyonlaşma enerjisi(E iyonu) denir Bir atomdan bir elektronun çıkarılması ve atomun pozitif yüklü bir iyona dönüştürülmesi için harcanan enerji.
Deneysel olarak atomların iyonlaşması, iyonlaşmanın meydana geldiği potansiyel farkın ölçülmesiyle bir elektrik alanında gerçekleştirilir. Bu potansiyel farka denir iyonlaşma potansiyeli(J). İyonlaşma potansiyelinin ölçü birimi eV/atomdur ve iyonlaşma enerjisinin birimi kJ/mol'dür; bir değerden diğerine geçiş aşağıdaki ilişkiye göre gerçekleştirilir:
E iyonu = 96,5 J
İlk elektronun bir atomdan çıkarılması, birinci iyonizasyon potansiyeli (J 1), ikincisi ikinci (J 2) vb. ile karakterize edilir. Ardışık iyonlaşma potansiyelleri artar (Tablo 1), çünkü sonraki her elektronun, pozitif yükü bir kat artan bir iyondan uzaklaştırılması gerekir. Tablodan Şekil 1, lityumda J2 için, berilyumda - J3 için, borda - J4 vb. için iyonizasyon potansiyelinde keskin bir artışın gözlendiğini göstermektedir. Dış elektronların uzaklaştırılması sona erdiğinde ve bir sonraki elektron dış öncesi enerji seviyesinde olduğunda J'de keskin bir artış meydana gelir.
Tablo 1
İkinci periyottaki elementlerin atomlarının (eV/atom) iyonlaşma potansiyelleri
| Öğe | J1 | J2 | J3 | J4 | J5 | J6 | J7 | J 8 |
| Lityum | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Berilyum | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Bor | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Karbon | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Azot | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Oksijen | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| flor | 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 |
İyonlaşma potansiyeli, bir elementin "metallik" göstergesidir: ne kadar düşük olursa, elektronun atomdan ayrılması o kadar kolay olur ve elementin metalik özellikleri o kadar güçlü bir şekilde ifade edilmelidir. Periyodların başladığı elementler için (lityum, sodyum, potasyum vb.) birinci iyonlaşma potansiyeli 4-5 eV/atomdur ve bu elementler tipik metallerdir. Diğer metaller için J1 değerleri daha yüksektir ancak 10 eV/atom'dan fazla değildir ve metal olmayanlar için genellikle 10 eV/atom'dan fazladır: nitrojen 14,53 eV/atom, oksijen 13,60 eV/atom, vb.
Birinci iyonlaşma potansiyelleri periyotlarla artar ve gruplar halinde azalır (Şekil 14), bu da metalik olmayan özelliklerin periyotlarda, metalik olanların ise gruplarda arttığını gösterir. Bu nedenle metal olmayanlar sağ üst kısımda, metaller ise sol alt kısımdadır. periyodik tablo. Metaller ve metal olmayanlar arasındaki sınır “bulanıktır” çünkü Çoğu element amfoterik (çift) özelliklere sahiptir. Ancak böyle geleneksel bir sınır çizilebilir; burada sınıfta ve referans kitabında bulunan periyodik tablonun uzun (18 hücreli) formunda gösterilmiştir.
Pirinç. 14. İyonlaşma potansiyelinin bağımlılığı
birinci – beşinci periyotlardaki elementlerin atom sayısından.
Örnek 10. Sodyumun iyonlaşma potansiyeli 5,14 eV/atom, karbonunki ise 11,26 eV/atomdur. İyonlaşma enerjileri nedir?
Çözüm. 1) E iyonu (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) E iyonu (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Bu ilişkinin pratik önemi, ölçülmesi nispeten kolay olan μ bilinerek D'nin belirlenebilmesidir,
bunu doğrudan belirlemek oldukça zordur.
Ambipolar difüzyon
Hem elektronlar hem de iyonlar gaz deşarj plazmasında yayılır. Difüzyon süreci aşağıdaki gibi görünmektedir. Hareket kabiliyeti daha yüksek olan elektronlar iyonlardan daha hızlı yayılır. Bundan dolayı elektronlar ve gecikmeli pozitif iyonlar arasında bir elektrik alanı yaratılır. Bu alan elektronların daha fazla difüzyonunu engeller ve bunun tersi de iyonların difüzyonunu hızlandırır. İyonlar elektronlara doğru çekildiğinde bu elektrik alanı zayıflar ve elektronlar tekrar iyonlardan ayrılır. Bu süreç sürekli olarak gerçekleşir. Bu difüzyona ambipolar difüzyon denir ve bunun katsayısı
D amb = |
D e μ ve + D ve μ e |
|||
μ e + μ ve |
||||
burada D e, D ve |
– elektronların ve iyonların difüzyon katsayıları; μ e, μ ve – |
|||
Elektron ve iyonların hareketliliği. |
||||
D e >> D u ve μ e >> μ ve olduğundan, öyle görünüyor ki |
D ve μ e ≈ D e μ ve , |
|||
dolayısıyla D amb ≈ 2D ve . Böyle bir difüzyon, örneğin bir akkor deşarjın pozitif sütununda meydana gelir.
1.6. Atomların ve moleküllerin uyarılması ve iyonlaşması
Bir atomun pozitif bir iyon ve elektronlardan oluştuğu ve bunların sayısının periyodik tablo D.I.'deki element sayısına göre belirlendiği bilinmektedir. Mendeleev. Bir atomdaki elektronlar belirli enerji seviyelerindedir. Bir elektron dışarıdan bir miktar enerji alırsa daha fazla yere doğru hareket eder. yüksek seviye buna uyarılma düzeyi denir.
Genellikle elektron kısa bir süre için, yaklaşık 10-8 saniye boyunca uyarılma seviyesinde bulunur. Bir elektron önemli miktarda enerji aldığında çekirdekten o kadar uzaklaşır ki, onunla bağlantısını kaybedip serbest kalır. Çekirdekle en az ilişkili olanlar, daha yüksek enerji seviyelerinde olan ve dolayısıyla atomdan daha kolay ayrılan değerlik elektronlarıdır. Bir atomdan bir elektronun uzaklaştırılması işlemine iyonlaşma denir.
Şek. Şekil 1.3 bir atomdaki değerlik elektronunun enerji resmini göstermektedir. Burada W o elektronun temel seviyesidir, W mst yarı kararlı seviyedir
son seviye, W 1,W 2 – uyarılma seviyeleri (birinci, ikinci vb.).
Kısım I. Bölüm 1. Gaz deşarjında elektronik ve iyonik süreçler
Pirinç. 1.3. Bir atomdaki elektronun enerji resmi
W ′ = 0, elektronun atomla bağlantısını kaybettiği durumdur. W değeri ve = W ′ − W o
iyonlaşma enerjisi. Bazı gazlar için bu seviyelerin değerleri tabloda verilmiştir. 1.3.
Yarı kararlı bir seviye, elektron geçişlerinin bu seviyeye yasaklanmasıyla karakterize edilir. Bu seviye, dışarıdan bir elektronun W mst seviyesine inmesi ve fazlalığın değişmesiyle meydana gelen değişim etkileşimi ile doldurulur.
elektron atomu terk eder. Yarı kararlı seviyeler, gaz deşarj plazmasında meydana gelen işlemlerde önemli bir rol oynar, çünkü Açık normal seviye Elektron 10-8 saniye boyunca ve yarı kararlı seviyede – 10-2 ÷ 10-3 saniye boyunca uyarılır.
Tablo 1.3
Enerji, eV |
CO2 |
||||||||
İntikam |
|||||||||
Atomik parçacıkların uyarılma süreci aynı zamanda rezonans radyasyonunun difüzyon fenomeni yoluyla iyonlaşmayı da belirler. Bu fenomen, normal duruma dönen uyarılmış bir atomun, bir sonraki atomu harekete geçiren bir kuantum ışık yayması ve bu şekilde devam etmesidir. Rezonans radyasyonunun difüzyon bölgesi, fotonun ortalama serbest yolu λ ν tarafından belirlenir;
atomik parçacıkların yoğunluğuna göre elekler Yani, n= 1016 cm-3'te λ ν =10-2 ÷ 1
bkz. Rezonans radyasyonunun yayılma olgusu aynı zamanda yarı kararlı seviyelerin varlığıyla da belirlenir.
Kademeli iyonlaşma farklı şemalara göre gerçekleşebilir: a) ilk elektron veya foton nötr olanı uyarır
nötron parçacığı ve ikinci elektron veya foton değerlik elektronuna ek enerji vererek bu nötr parçacığın iyonlaşmasına neden olur;
Kısım I. Bölüm 1. Gaz deşarjında elektronik ve iyonik süreçler
ve şu anda uyarılmış atom normal duruma geçer ve bir miktar ışık yayar, bu da enerjiyi arttırır
c) Sonunda iki heyecanlı atom birbirine yakın bulur. Bu durumda bunlardan biri normal duruma geçer ve bir miktar ışık yayar, bu da ikinci atomu iyonize eder.
Hızlı elektronların konsantrasyonu (enerjileri buna yakın) olduğunda adım adım iyonizasyonun etkili hale geldiğine dikkat edilmelidir.
W ve ), fotonlar ve uyarılmış atomlar oldukça büyüktür. Bu
iyonizasyon yeterince yoğun hale geldiğinde meydana gelir. Buna karşılık, atomlara ve moleküllere çarpan fotonlar da uyarılma ve iyonlaşma (doğrudan veya kademeli) üretebilir. Gaz deşarjındaki fotonların kaynağı elektron çığının radyasyonudur.
1.6.1. Moleküllerin uyarılması ve iyonlaşması
Moleküler gazlar için, atomlardan farklı olarak dönme ve titreşim hareketleri gerçekleştiren moleküllerin kendilerinin uyarılma olasılığını hesaba katmak gerekir. Bu hareketler aynı zamanda nicemlenmiştir. Atlamanın enerjisi dönme hareketi 10-3÷ 10-1 eV'dir ve salınımlı hareketle – 10-2 ÷ 1 eV.
Bir elektronun bir atomla elastik çarpışması sırasında elektron kaybeder
enerjinizin önemli bir kısmı |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W. ne zaman bir |
|||
Bir elektron bir molekülle etkileşime girdiğinde, elektron moleküllerin dönme ve titreşim hareketini uyarır. İkinci durumda elektron, 10-1 ÷ 1 eV'ye kadar özellikle önemli miktarda enerji kaybeder. Bu nedenle heyecan salınım hareketleri Moleküller bir elektrondan enerji elde etmek için etkili bir mekanizmadır. Böyle bir mekanizmanın varlığında elektronun hızlanması engellenir ve elektronun iyonizasyon için yeterli enerjiyi kazanabilmesi için daha güçlü bir alana ihtiyaç duyulur. Bu nedenle, moleküler bir gazın parçalanması, aynı elektrotlar arası mesafede ve eşit basınçta atomik (inert) bir gazın parçalanmasından daha yüksek bir voltaj gerektirir. Bu, Tablodaki verilerle kanıtlanmıştır. 1.4, λ t, S t ve U pr atomunun değerlerinin karşılaştırıldığı yer
Atmosfer basıncında nihai ve moleküler gazlar ve d = 1,3 cm.
Kısım I. Bölüm 1. Gaz deşarjında elektronik ve iyonik süreçler
Tablo 1.4 |
||||||||||
karakteristik |
Gaz adı |
|||||||||
S t 10 − 16, cm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Tablodan 1.4'te moleküler için taşıma kesitlerinin S t olduğu açıktır.
kutupsal gazlar ve argon karşılaştırılabilir ancak argonun parçalanma voltajı önemli ölçüde düşüktür.
1.7. Termal iyonizasyon
Yüksek sıcaklıklarda, termal iyonizasyon adı verilen atomik parçacıkların kinetik enerjisindeki artış nedeniyle gaz iyonizasyonu meydana gelebilir. Bu nedenle, Na, K, Cs buharları için termal iyonizasyon birkaç bin derecelik bir sıcaklıkta ve hava için yaklaşık 104 derecelik bir sıcaklıkta önemlidir. Sıcaklık arttıkça ve atomların (moleküllerin) iyonlaşma potansiyeli azaldıkça termal iyonlaşma olasılığı artar. Normal sıcaklıklarda, termal iyonlaşma önemsizdir ve pratikte yalnızca bir ark deşarjı oluştuğunda etkili olabilir.
Bununla birlikte, 1951'de Hornbeck ve Molnar'ın, monoenerjetik elektronlar soğuk inert gazlardan geçirildiğinde, iyonların atomları iyonize etmeye değil, yalnızca uyarmaya yetecek bir elektron enerjisinde oluştuğunu keşfettiklerini de belirtmek gerekir. Bu sürece ilişkisel iyonizasyon adı verildi.
İlişkisel iyonizasyon bazen hala çok az elektronun bulunduğu yerlerde iyonizasyon dalgalarının ve kıvılcım deşarjlarının yayılmasında önemli bir rol oynar. Zaten iyonize olmuş bölgelerden çıkan ışık kuantumunun emilmesi sonucu burada uyarılmış atomlar oluşur. 4000-8000 K sıcaklıktaki orta derecede ısıtılmış havada moleküller yeterince ayrışır, ancak çığın oluşması için hala çok az elektron vardır. Ana iyonizasyon mekanizması, uyarılmamış N ve O atomlarının katıldığı bir reaksiyondur.
İlişkisel iyonizasyon aşağıdaki N + O + 2 şemasına göre ilerler. 8 eV ↔ NO + + q. 2,8 eV'lik kayıp enerji, atomların bağıl hareketinin kinetik enerjisinden elde edilir.
İYONİZASYON - atomların ve moleküllerin iyonlara dönüşümü. İyonlaşma derecesi, iyon sayısının birim hacim başına nötr parçacık sayısına oranıdır. Büyük ansiklopedik sözlük
Yükleniyor...