کاربرد یونیزاسیون برای حذف ترکیبات آلی فرار (VOCs) از هوا. شیمی فرآیند یونیزاسیون الکترون های جفت نشده

ساختار یک اتم شعاع، انرژی یونیزاسیون، میل ترکیبی الکترون، الکترونگاتیوی و سایر پارامترهای اتم را تعیین می کند. پوسته های الکترونیکی اتم ها خواص نوری، الکتریکی، مغناطیسی و مهمتر از همه خواص شیمیایی اتم ها و مولکول ها و همچنین بیشتر خواص جامدات را تعیین می کنند.

ویژگی های مغناطیسی اتم

الکترون خود را دارد لحظه مغناطیسی، که در جهت موازی یا مخالف میدان مغناطیسی اعمال شده کوانتیزه می شود. اگر دو الکترون که اوربیتال یکسانی را اشغال می کنند دارای اسپین های مخالف باشند (طبق اصل پائولی)، آنگاه یکدیگر را خنثی می کنند. در این حالت می گوییم که الکترون ها جفت شده است. اتم هایی که فقط الکترون های جفت دارند از میدان مغناطیسی رانده می شوند. چنین اتمی نامیده می شود دیامغناطیسی. اتم هایی که یک یا چند الکترون جفت نشده دارند به میدان مغناطیسی کشیده می شوند. به آنها دیامغناطیس می گویند.

گشتاور مغناطیسی یک اتم، که شدت برهمکنش اتم با میدان مغناطیسی را مشخص می کند، عملاً با تعداد الکترون های جفت نشده متناسب است.

ویژگی های ساختار الکترونیکی اتم های عناصر مختلف در ویژگی های انرژی مانند انرژی یونیزاسیون و میل الکترونی منعکس می شود.

انرژی یونیزاسیون

انرژی (پتانسیل) یونیزاسیون یک اتم E منحداقل انرژی لازم برای حذف یک الکترون از اتم تا بی نهایت مطابق معادله است

X = X + + ه −

مقادیر آن برای اتم های تمام عناصر جدول تناوبی شناخته شده است. به عنوان مثال، انرژی یونیزاسیون یک اتم هیدروژن با انتقال یک الکترون از 1 مطابقت دارد س-سطح فرعی انرژی (-1312.1 کیلوژول بر مول) به زیرسطح با انرژی صفر و برابر با 1312.1 کیلوژول بر مول است.

در تغییر اولین پتانسیل یونیزاسیون مربوط به حذف یک الکترون از اتم ها، تناوب به وضوح با افزایش عدد اتمی بیان می شود:

هنگام حرکت از چپ به راست در طول یک دوره، انرژی یونیزاسیون، به طور کلی، به تدریج افزایش می یابد؛ با افزایش عدد اتمی در گروه، کاهش می یابد. فلزات قلیایی دارای حداقل پتانسیل یونیزاسیون اول و گازهای نجیب حداکثر هستند.

برای همان اتم، انرژی های یونیزاسیون دوم، سوم و بعدی همیشه افزایش می یابد، زیرا یک الکترون باید از یک یون با بار مثبت حذف شود. به عنوان مثال، برای یک اتم لیتیوم، انرژی های یونیزاسیون اول، دوم و سوم به ترتیب 520.3، 7298.1 و 11814.9 کیلوژول بر مول هستند.

توالی انتزاع الکترون معمولاً دنباله معکوس پر شدن اوربیتال ها با الکترون مطابق با اصل حداقل انرژی است. با این حال، عناصری که پر شده اند د-اوربیتال ها استثنا هستند - اول از همه، آنها از دست نمی دهند د-، آ س-الکترون ها

میل الکترونی

میل ترکیبی الکترون اتمی آ e توانایی اتم ها برای اتصال یک الکترون اضافی و تبدیل شدن به یون منفی است. معیاری برای سنجش تمایل الکترون، انرژی آزاد شده یا جذب شده است. میل ترکیبی الکترون برابر با انرژی یونیزاسیون یون منفی X - است:

X - = X + ه −

اتم های هالوژن بیشترین میل الکترونی را دارند. به عنوان مثال، برای یک اتم فلوئور، افزودن یک الکترون با آزاد شدن 327.9 کیلوژول بر مول انرژی همراه است. برای تعدادی از عناصر، میل ترکیبی الکترون نزدیک به صفر یا منفی است، که به معنای عدم وجود آنیون پایدار برای این عنصر است.

به طور معمول، میل الکترونی اتم های عناصر مختلف به موازات افزایش انرژی یونیزاسیون آنها کاهش می یابد. با این حال، استثناهایی برای برخی از جفت عناصر وجود دارد:

عنصر	Eمن، kJ/mol	آ ه، kJ/mol
اف	1681	−238
Cl	1251	−349
ن	1402	7
پ	1012	−71
O	1314	−141
اس	1000	−200

توضیحی برای این موضوع می توان بر اساس اندازه های کوچکتر اتم های اول و دافعه الکترون-الکترون بیشتر در آنها ارائه داد.

الکترونگاتیوی

الکترونگاتیوی توانایی یک اتم یک عنصر شیمیایی برای تغییر یک ابر الکترونی در جهت آن هنگام تشکیل یک پیوند شیمیایی (به سمت عنصری با الکترونگاتیوی بالاتر) را مشخص می کند. فیزیکدان آمریکایی مولیکن تعریف الکترونگاتیوی را به عنوان میانگین حسابی بین پتانسیل یونیزاسیون و میل الکترونی پیشنهاد کرد:

χ = 1/2 ( Eمن + آ ه)

مشکل در استفاده از این روش این است که قرابت الکترون برای همه عناصر شناخته شده نیست.

همانطور که قبلا ذکر شد، یک جفت الکترون مشترک که یک پیوند کووالانسی را انجام می دهد، می تواند به دلیل وجود الکترون های جفت نشده در اتم های برهم کنش تحریک نشده تشکیل شود. این اتفاق می افتد، به عنوان مثال، در هنگام تشکیل مولکول هایی مانند. در اینجا، هر اتم یک الکترون جفت نشده دارد. هنگامی که دو چنین اتم برهم کنش می کنند، یک جفت الکترون مشترک ایجاد می شود - یک پیوند کووالانسی رخ می دهد.

یک اتم نیتروژن تحریک نشده دارای سه الکترون جفت نشده است:

در نتیجه، به دلیل جفت نشدن الکترون ها، اتم نیتروژن می تواند در تشکیل سه پیوند کووالانسی شرکت کند. این اتفاق می افتد، به عنوان مثال، در مولکول ها یا در آنها کووالانسی نیتروژن 3 است.

با این حال، تعداد پیوندهای کووالانسی ممکن است بیشتر از تعداد الکترون های تبخیر شده در دسترس یک اتم تحریک نشده باشد. بنابراین، در حالت عادی، لایه الکترونیکی بیرونی اتم کربن دارای ساختاری است که توسط نمودار نشان داده شده است:

با توجه به الکترون های جفت نشده موجود، یک اتم کربن می تواند دو پیوند کووالانسی تشکیل دهد. در این میان، کربن با ترکیباتی مشخص می شود که در آن هر یک از اتم های آن با چهار پیوند کووالانسی (مثلا و غیره) به اتم های همسایه متصل است. این امر به این دلیل امکان پذیر است که با صرف مقداری انرژی، یکی از الکترون های موجود در اتم می تواند به یک سطح فرعی منتقل شود، در نتیجه اتم به حالت برانگیخته و تعداد جفت نشده می رود. الکترون ها افزایش می یابد. چنین فرآیند تحریکی همراه با "جفت شدن" الکترون ها را می توان با نمودار زیر نشان داد که در آن حالت برانگیخته با یک ستاره در کنار نماد عنصر مشخص شده است:

اکنون چهار الکترون جفت نشده در لایه الکترونی بیرونی اتم کربن وجود دارد. بنابراین، اتم کربن برانگیخته می تواند در تشکیل چهار پیوند کووالانسی شرکت کند. در این حالت، افزایش تعداد پیوندهای کووالانسی ایجاد شده با آزاد شدن انرژی بیشتر از انرژی صرف شده برای انتقال اتم به حالت برانگیخته همراه است.

اگر تحریک یک اتم، که منجر به افزایش تعداد الکترون‌های جفت نشده می‌شود، با هزینه‌های انرژی بسیار زیادی همراه باشد، این هزینه‌ها با انرژی تشکیل پیوندهای جدید جبران نمی‌شوند. سپس چنین فرآیندی به عنوان یک کل معلوم می شود که از نظر انرژی نامطلوب است. بنابراین، اتم های اکسیژن و فلوئور دارای اوربیتال های آزاد در لایه الکترونی بیرونی نیستند:

در اینجا، افزایش تعداد الکترون های جفت نشده تنها با انتقال یکی از الکترون ها به سطح انرژی بعدی، یعنی به حالت امکان پذیر است. با این حال، چنین انتقالی با هزینه بسیار زیادی انرژی همراه است که با انرژی آزاد شده در هنگام ظهور پیوندهای جدید پوشش داده نمی شود. بنابراین، به دلیل الکترون های جفت نشده، یک اتم اکسیژن نمی تواند بیش از دو پیوند کووالانسی تشکیل دهد و یک اتم فلوئور تنها می تواند یک پیوند ایجاد کند. در واقع، این عناصر با یک کووالانسی ثابت برابر با دو برای اکسیژن و یک برای فلوئور مشخص می شوند.

اتم‌های عناصر دوره سوم و بعدی دارای یک سطح فرعی در لایه الکترونیکی بیرونی هستند که الکترون‌های s و p لایه بیرونی می‌توانند با تحریک به سمت آن حرکت کنند. بنابراین، در اینجا فرصت های اضافی برای افزایش تعداد الکترون های جفت نشده به وجود می آید. بنابراین، یک اتم کلر که در حالت تحریک نشده دارای یک الکترون جفت نشده است،

می تواند با صرف مقداری انرژی به حالت های برانگیخته منتقل شود که با سه، پنج یا هفت الکترون جفت نشده مشخص می شود.

بنابراین، بر خلاف اتم فلوئور، اتم کلر می تواند در تشکیل نه تنها یک، بلکه سه، پنج یا هفت پیوند کووالانسی شرکت کند. بنابراین در اسید کلرو کووالانسی کلر سه، در اسید پرکلریک پنج و در اسید پرکلریک هفت است. به طور مشابه، یک اتم گوگرد، که دارای یک سطح فرعی غیر اشغالی نیز است، می تواند با چهار یا شش الکترون جفت نشده به حالت های برانگیخته برود و بنابراین، در تشکیل نه تنها دو، مانند اکسیژن، بلکه چهار یا شش پیوند کووالانسی نیز شرکت کند. این ممکن است وجود ترکیباتی را توضیح دهد که در آنها گوگرد کووالانسی چهار یا شش را نشان می دهد.

در بسیاری از موارد، پیوندهای کووالانسی نیز به دلیل الکترون های جفتی موجود در میدان الکترونیکی خارجی اتم به وجود می آیند. به عنوان مثال، ساختار الکترونیکی مولکول آمونیاک را در نظر بگیرید:

در اینجا، نقطه ها الکترون هایی را نشان می دهند که در اصل متعلق به اتم نیتروژن بوده اند و ضربدرها نشان دهنده الکترون هایی هستند که در ابتدا متعلق به اتم های هیدروژن هستند. از هشت الکترون بیرونی اتم نیتروژن، شش الکترون سه پیوند کووالانسی تشکیل می دهند و با اتم نیتروژن و اتم هیدروژن مشترک هستند. اما دو الکترون فقط متعلق به نیتروژن هستند و یک جفت الکترون تنها را تشکیل می دهند. اگر اوربیتال آزاد در لایه الکترونی بیرونی این اتم وجود داشته باشد، چنین جفت الکترونی می تواند در تشکیل پیوند کووالانسی با اتم دیگر نیز شرکت کند. یک اوربیتال پر نشده وجود دارد، برای مثال، در غیر هیدروژنی، که عموماً فاقد الکترون است:

بنابراین، هنگامی که یک مولکول با یک یون هیدروژن برهمکنش می کند، یک پیوند کووالانسی بین آنها ایجاد می شود. جفت تنها الکترون روی اتم نیتروژن بین دو اتم تقسیم می شود و در نتیجه یک یون آمونیوم تشکیل می شود:

در اینجا، یک پیوند کووالانسی به دلیل یک جفت الکترون (جفت الکترون) و یک اوربیتال آزاد اتم دیگر (پذیرنده جفت الکترون) که در اصل به یک اتم (دهنده جفت الکترون) تعلق داشت، به وجود آمد.

به این روش پیوند کووالانسی، دهنده-گیرنده می گویند. در مثال مورد بررسی، دهنده جفت الکترون یک اتم نیتروژن است و گیرنده یک اتم هیدروژن است.

تجربه ثابت کرده است که چهار پیوند در یون آمونیوم از همه نظر معادل هستند. از این نتیجه می شود که پیوندی که با روش دهنده-گیرنده تشکیل می شود، از نظر خواص با پیوند کووالانسی ایجاد شده توسط الکترون های جفت نشده اتم های متقابل تفاوتی ندارد.

نمونه دیگری از مولکولی که در آن پیوندهایی به روش دهنده-پذیرنده تشکیل شده است، مولکول اکسید نیتریک است.

پیش از این، فرمول ساختاری این ترکیب به شرح زیر نشان داده شده بود:

طبق این فرمول، اتم نیتروژن مرکزی با پنج پیوند کووالانسی به اتم های همسایه متصل می شود، به طوری که لایه الکترونی بیرونی آن حاوی ده الکترون (پنج جفت الکترون) است. اما این نتیجه گیری با ساختار الکترونیکی اتم نیتروژن در تضاد است، زیرا لایه L بیرونی آن فقط شامل چهار اوربیتال (یک اوربیتال s و سه اوربیتال p) است و نمی تواند بیش از هشت الکترون را در خود جای دهد. بنابراین، فرمول ساختاری داده شده را نمی توان صحیح در نظر گرفت.

بیایید ساختار الکترونیکی اکسید نیتروژن را در نظر بگیریم و الکترون‌های اتم‌های منفرد به طور متناوب با نقطه‌ها یا ضربدرها مشخص می‌شوند. اتم اکسیژن که دارای دو الکترون جفت نشده است، با اتم نیتروژن مرکزی دو پیوند کووالانسی تشکیل می دهد:

به دلیل باقی ماندن الکترون جفت نشده روی اتم نیتروژن مرکزی، دومی با اتم نیتروژن دوم پیوند کووالانسی تشکیل می دهد:

بنابراین، لایه‌های الکترونیکی بیرونی اتم اکسیژن و اتم نیتروژن مرکزی پر می‌شوند: پیکربندی‌های هشت الکترونی پایدار در اینجا شکل می‌گیرند. اما بیرونی ترین لایه الکترونی خارجی ترین اتم نیتروژن فقط شش الکترون دارد. بنابراین این اتم می تواند پذیرنده یک جفت الکترون دیگر باشد. اتم نیتروژن مرکزی مجاور آن دارای یک جفت الکترون تک است و می تواند به عنوان دهنده عمل کند.

این منجر به تشکیل یک پیوند کووالانسی دیگر بین اتم‌های نیتروژن با روش دهنده-گیرنده می‌شود:

اکنون هر یک از سه اتم تشکیل دهنده مولکول دارای ساختار هشت الکترونی پایدار لایه بیرونی است. اگر یک پیوند کووالانسی که با روش دهنده-گیرنده تشکیل می شود، طبق معمول، با فلشی که از اتم دهنده به اتم گیرنده هدایت می شود، تعیین شود، فرمول ساختاری اکسید نیتریک (I) را می توان به صورت زیر نشان داد:

بنابراین، در اکسید نیتریک، کووالانسی اتم نیتروژن مرکزی چهار و خارجی ترین اتم دو است.

مثال های در نظر گرفته شده نشان می دهد که اتم ها دارای امکانات متنوعی برای تشکیل پیوندهای کووالانسی هستند. دومی می تواند به دلیل الکترون های جفت نشده یک اتم تحریک نشده و به دلیل الکترون های جفت نشده که در نتیجه تحریک اتم ظاهر می شوند ("جفت شدن" جفت الکترون ها) و در نهایت با روش دهنده-پذیرنده ایجاد شود. با این حال، تعداد کل پیوندهای کووالانسی که یک اتم معین می تواند تشکیل دهد محدود است. با تعداد کل اوربیتال های ظرفیت تعیین می شود، یعنی اوربیتال هایی که استفاده از آنها برای تشکیل پیوندهای کووالانسی از نظر انرژی مطلوب است. محاسبات مکانیکی کوانتومی نشان می‌دهد که اوربیتال‌های مشابه شامل اوربیتال‌های s و p لایه الکترونی بیرونی و اوربیتال‌های لایه قبلی است. در برخی موارد، همانطور که در مثال‌هایی از اتم‌های کلر و گوگرد دیدیم، اوربیتال‌های لایه بیرونی نیز می‌توانند به عنوان اوربیتال ظرفیت استفاده شوند.

اتم های تمام عناصر دوره دوم دارای چهار اوربیتال در لایه الکترونی بیرونی هستند، بدون اوربیتال در لایه قبلی. در نتیجه، اوربیتال‌های ظرفیت این اتم‌ها نمی‌توانند بیش از هشت الکترون را در خود جای دهند. به این معنی که حداکثر کووالانسی عناصر در دوره دوم چهار است.

اتم های عناصر دوره سوم و بعدی می توانند نه تنها از s- و اوربیتال ها، بلکه از اوربیتال ها نیز برای تشکیل پیوندهای کووالانسی استفاده کنند. ترکیبات شناخته شده ای از عناصر وجود دارد که در آنها اوربیتال های s و p لایه الکترونیکی بیرونی و هر پنج اوربیتال لایه قبلی در تشکیل پیوندهای کووالانسی شرکت می کنند. در چنین مواردی، کووالانسی عنصر مربوطه به نه می رسد.

توانایی اتم ها برای مشارکت در تشکیل تعداد محدودی پیوند کووالانسی را اشباع پیوند کووالانسی می گویند.

محصولات متوسط رادیولیز

هنگامی که تشعشعات یونیزان بر روی هر سیستمی تأثیر می گذارد، محصولات میانی در نتیجه یونیزاسیون و تحریک تشکیل می شوند. اینها شامل الکترونها (گرما شده و حلال شده، الکترونهای کم تحریک شده و غیره)، یونها (کاتیونها و آنیونهای رادیکال، کربنیونها، کربوکاتیونها و غیره)، رادیکالها و اتمهای آزاد، ذرات برانگیخته و غیره هستند. به عنوان یک قاعده، در شرایط عادی، اینها محصولات با واکنش پذیری بالا مشخص می شوند و بنابراین کوتاه مدت هستند. آنها به سرعت با ماده تعامل می کنند و باعث تشکیل محصولات نهایی رادیولیز (پایدار) می شوند.

ذرات برانگیختهبرانگیختگی یکی از فرآیندهای اصلی برهمکنش پرتوهای یونیزان با ماده است. در نتیجه این فرآیند، ذرات برانگیخته (مولکول ها، اتم ها و یون ها) تشکیل می شوند. در آنها، الکترون در یکی از سطوح الکترونیکی بالای حالت پایه قرار دارد و با بقیه (یعنی سوراخ) مولکول، اتم یا یون مرتبط باقی می ماند. بدیهی است که پس از تحریک، ذره به همین صورت باقی می ماند. ذرات برانگیخته نیز در برخی فرآیندهای ثانویه به وجود می آیند: در هنگام خنثی سازی یون ها، در حین انتقال انرژی و غیره. آنها نقش مهمی در تجزیه رادیویی سیستم های مختلف (هیدروکربن های آلیفاتیک و به ویژه آروماتیک، گازها و غیره) دارند.

انواع مولکول های برانگیخته. ذرات برانگیخته حاوی دو الکترون جفت نشده در اوربیتال های مختلف هستند. اسپین های این الکترون ها می توانند به صورت یکسان (موازی) یا مخالف (ضد موازی) جهت گیری شوند. چنین ذرات برانگیخته به ترتیب سه گانه و منفرد هستند.

هنگامی که یک ماده در معرض تشعشعات یونیزان قرار می گیرد، حالت های برانگیخته در نتیجه فرآیندهای اصلی زیر ایجاد می شود:

1) با تحریک مستقیم مولکول های یک ماده توسط تابش (تحریک اولیه)،

2) هنگام خنثی سازی یون ها،

3) هنگامی که انرژی از مولکول های برانگیخته ماتریکس (یا حلال) به مولکول های افزودنی (یا املاح) منتقل می شود.

4) در طول برهمکنش مولکول های یک ماده افزودنی یا یک ماده محلول با الکترون های کم تحریک.

یون هافرآیندهای یونیزاسیون نقش مهمی در شیمی تابش دارند. به عنوان یک قاعده، آنها بیش از نیمی از انرژی پرتوهای یونیزان جذب شده توسط ماده را مصرف می کنند.

تا به امروز، مواد گسترده ای با استفاده از روش های طیف سنجی فوتوالکترون و طیف سنجی جرمی، در مورد ویژگی های فرآیندهای یونیزاسیون، در مورد ساختار الکترونیکی یون های مثبت، پایداری آنها، راه های ناپدید شدن و غیره انباشته شده است.

در طی فرآیند یونیزاسیون، یون های مثبت تشکیل می شوند. بین یونیزاسیون مستقیم و اتویونیزاسیون تمایز قائل می شود. یونیزاسیون مستقیم با معادله کلی زیر نشان داده می شود (M مولکول ماده تابیده شده است):

یون های M+ را معمولا یون های مثبت مادر می نامند. برای مثال، H 2 0 + , NH 3 و CH 3 OH + که به ترتیب در حین تجزیه رادیویی آب، آمونیاک و متانول به وجود می آیند، هستند.

الکترون ها. همانطور که قبلا ذکر شد، در فرآیندهای یونیزاسیون، الکترون های ثانویه همراه با یون های مثبت تشکیل می شوند. این الکترون ها با صرف انرژی خود در فرآیندهای مختلف (یونیزاسیون، تحریک، آرامش دوقطبی، تحریک ارتعاشات مولکولی و غیره)، گرما می شوند. دومی ها در انواع فرآیندهای شیمیایی و فیزیکی-شیمیایی شرکت می کنند که نوع آنها اغلب به ماهیت محیط بستگی دارد. همچنین تاکید می کنیم که در برخی از فرآیندهای شیمیایی و فیزیکوشیمیایی (تحریک مولکول های افزودنی، واکنش های جذب و ...) تحت شرایط خاص، الکترون های کم برانگیخته شرکت می کنند.

الکترون های حل شدهدر مایعاتی که نسبت به الکترون‌ها واکنش‌پذیر نیستند (آب، الکل‌ها، آمونیاک، آمین‌ها، اترها، هیدروکربن‌ها و غیره)، الکترون‌ها پس از کند شدن، توسط محیط گرفته شده و به صورت حل‌شونده در می‌آیند (در آب - هیدراته). ممکن است گرفتن زمانی آغاز شود که الکترون هنوز مقداری انرژی اضافی داشته باشد (کمتر از 1 eV). فرآیندهای حلال سازی به ماهیت حلال بستگی دارد و به طور قابل توجهی متفاوت است، به عنوان مثال، برای مایعات قطبی و غیر قطبی.

رادیکال های آزاد.در طول رادیولیز تقریباً هر سیستمی، رادیکال های آزاد به عنوان محصولات واسطه ظاهر می شوند. اینها شامل اتم‌ها، مولکول‌ها و یون‌هایی است که یک یا چند الکترون جفت‌نشده دارند که قادر به تشکیل پیوندهای شیمیایی هستند.

وجود یک الکترون جفت نشده معمولاً با یک نقطه در فرمول شیمیایی یک رادیکال آزاد (اغلب بالای اتم با چنین الکترونی) نشان داده می شود. به عنوان مثال، یک رادیکال آزاد متیل CH 3 است - نقاط، به عنوان یک قاعده، در مورد رادیکال های آزاد ساده (H، C1، OH، و غیره) قرار نمی گیرند. اغلب کلمه "آزاد" حذف می شود و این ذرات به سادگی رادیکال نامیده می شوند. رادیکال هایی که بار دارند، یون های رادیکال نامیده می شوند. اگر بار منفی باشد، آنیون آنیون رادیکال است. اگر بار مثبت باشد، یک کاتیون رادیکال است. بدیهی است که یک الکترون حل شده را می توان ساده ترین آنیون رادیکال در نظر گرفت.

در رادیولیز، پیش سازهای رادیکال های آزاد یون ها و مولکول های برانگیخته هستند. فرآیندهای اصلی منجر به تشکیل آنها به شرح زیر است:

1) واکنش های یون مولکولی شامل یون های رادیکال و مولکول های الکتریکی خنثی

2) تکه تکه شدن یک یون رادیکال مثبت با تشکیل یک رادیکال آزاد و یک یون با تعداد زوج الکترون

3) افزودن ساده یا تجزیه ای یک الکترون به یک مولکول یا یون الکتریکی خنثی با الکترون های جفت.

4) تجزیه یک مولکول برانگیخته به دو رادیکال آزاد (واکنش های نوع).

5) واکنش ذرات برانگیخته با مولکول های دیگر (به عنوان مثال، واکنش با انتقال بار یا اتم هیدروژن).

الکترون های جفت شده

اگر در یک اوربیتال یک الکترون وجود داشته باشد به آن می گویند جفت نشده،و اگر دو نفر هستند، پس این الکترون های جفت شده.

چهار عدد کوانتومی n، l، m، m s وضعیت انرژی یک الکترون در یک اتم را کاملا مشخص می کند.

هنگام در نظر گرفتن ساختار پوسته الکترونی اتم های چند الکترونی عناصر مختلف، لازم است سه شرط اصلی را در نظر بگیریم:

· اصل پائولی،

· اصل کمترین انرژی،

قانون هوند.

مطابق با اصل پائولی یک اتم نمی تواند دو الکترون با مقادیر یکسان هر چهار عدد کوانتومی داشته باشد.

اصل پائولی حداکثر تعداد الکترون ها را در یک اوربیتال، سطح و زیرسطح تعیین می کند. از آنجایی که AO با سه عدد کوانتومی مشخص می شود n, ل, متر، سپس الکترون های یک اوربیتال معین فقط می توانند در عدد کوانتومی اسپین متفاوت باشند ام‌اس. اما عدد کوانتومی اسپین ام‌اسفقط می تواند دو مقدار + 1/2 و – 1/2 داشته باشد. در نتیجه، یک اوربیتال نمی تواند بیش از دو الکترون با مقادیر مختلف اعداد کوانتومی اسپین داشته باشد.

برنج. 4.6. حداکثر ظرفیت یک اوربیتال 2 الکترون است.

حداکثر تعداد الکترون ها در سطح انرژی 2 تعریف می شود n 2 و در سطح فرعی - مانند 2 (2 ل+ 1). حداکثر تعداد الکترون های واقع در سطوح و زیرسطوح های مختلف در جدول آورده شده است. 4.1.

جدول 4.1.

حداکثر تعداد الکترون ها در سطوح کوانتومی و سطوح فرعی

سطح انرژی	زیرسطح انرژی	مقادیر احتمالی عدد کوانتومی مغناطیسی متر	تعداد اوربیتال ها در هر	حداکثر تعداد الکترون در هر
زیرسطح	مرحله	زیرسطح	مرحله
ک (n=1)	س (ل=0)
L (n=2)	س (ل=0) پ (ل=1)	–1, 0, 1
م (n=3)	س (ل=0) پ (ل=1) د (ل=2)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
ن (n=4)	س (ل=0) پ (ل=1) د (ل=2) f (ل=3)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

دنباله پر شدن اوربیتال ها با الکترون مطابق با انجام می شود اصل کمترین انرژی .

بر اساس اصل حداقل انرژی، الکترون ها اوربیتال ها را به ترتیب افزایش انرژی پر می کنند.

ترتیب پر شدن اوربیتال ها مشخص می شود قانون کلچکوفسکی: افزایش انرژی و بر این اساس پر شدن اوربیتال ها به ترتیب افزایشی مجموع اعداد کوانتومی اصلی و مداری (n + l) اتفاق می افتد و اگر مجموع برابر باشد (n + l) - به ترتیب افزایشی اصل. عدد کوانتومی n.

به عنوان مثال، انرژی یک الکترون در سطح فرعی 4s کمتر از سطح فرعی 3 است د، از آنجایی که در مورد اول مقدار n+ l = 4 + 0 = 4 (به یاد بیاورید که برای س-مقدار زیرسطحی عدد کوانتومی مداری ل= = 0)، و در دوم n+ l = 3 + 2 = 5 ( د- سطح فرعی، ل= 2). بنابراین ابتدا زیرسطح 4 پر می شود سو سپس 3 د(شکل 4.8 را ببینید).

در 3 سطح فرعی د (n = 3, ل = 2) , 4آر (n = 4, ل= 1) و 5 س (n = 5, ل= 0) مجموع مقادیر پو لیکسان و برابر با 5 هستند. در صورت مساوی بودن مقادیر مجموع nو لابتدا سطح فرعی با حداقل مقدار پر می شود n، یعنی زیرسطح 3 د.

مطابق با قانون کلچکوفسکی، انرژی اوربیتال های اتمی در سری افزایش می یابد:

1س < 2س < 2آر < 3س < 3آر < 4س < 3د < 4آر < 5س < 4د < 5پ < 6س < 5د »

"4 f < 6پ < 7س….

بسته به اینکه کدام سطح فرعی در اتم آخرین پر شده باشد، تمام عناصر شیمیایی به دو دسته تقسیم می شوند 4 خانواده الکترونیکی : عناصر s-, p-, d-, f.

4 4d

3 4s

3پ

3س

1 2س

سطوح زیرسطوح

برنج. 4.8. انرژی اوربیتال های اتمی

عناصری که اتم های آنها آخرین اتم هایی هستند که زیرسطح s سطح بیرونی را پر می کنند نامیده می شوند عناصر s . U س-عناصر ظرفیتی، الکترون های s سطح انرژی بیرونی هستند.

U عناصر p زیر لایه p لایه بیرونی آخرین بار پر می شود. الکترون های ظرفیت آنها روی آن قرار دارند پ- و س-سطوح فرعی سطح خارجی. U د-عناصر در آخر پر می شوند د-سطح فرعی سطح ماقبل بیرونی و ظرفیت هستند س-الکترون های خارجی و د-الکترون های سطوح انرژی قبل از خارج.

U عناصر f آخرین پر شدن fزیرسطح سومین سطح انرژی بیرونی.

ترتیب قرارگیری الکترون در یک زیرسطح تعیین می شود قانون هاند:

در یک سطح فرعی، الکترون ها به گونه ای قرار می گیرند که مجموع اعداد کوانتومی اسپین آنها حداکثر مقدار مطلق را داشته باشد.

به عبارت دیگر، اوربیتال‌های یک سطح فرعی معین ابتدا توسط یک الکترون با همان مقدار عدد کوانتومی اسپین و سپس توسط الکترون دوم با مقدار مخالف پر می‌شوند.

به عنوان مثال، اگر لازم باشد 3 الکترون در سه سلول کوانتومی توزیع شود، هر یک از آنها در یک سلول جداگانه قرار می گیرند، یعنی. مداری جداگانه را اشغال کنید:

∑ام‌اس= ½ – ½ + ½ = ½.

ترتیب توزیع الکترون بین سطوح انرژی و سطوح فرعی در پوسته اتم، پیکربندی الکترونیکی آن یا فرمول الکترونیکی نامیده می شود. آهنگسازی پیکربندی الکترونیکیعدد سطح انرژی (عدد کوانتومی اصلی) با اعداد 1، 2، 3، 4...، زیرسطح (عدد کوانتومی مداری) - با حروف مشخص می شود. س, پ, د, f. تعداد الکترون ها در یک سطح فرعی با عددی نشان داده می شود که در بالای نماد سطح فرعی نوشته شده است.

پیکربندی الکترونیکی یک اتم را می توان به اصطلاح به تصویر کشید فرمول گرافیکی الکترونی. این نموداری از آرایش الکترون ها در سلول های کوانتومی است که نمایشی گرافیکی از یک اوربیتال اتمی هستند. هر سلول کوانتومی نمی تواند بیش از دو الکترون با اعداد کوانتومی اسپینی متفاوت داشته باشد.

برای ایجاد فرمول الکترونیکی یا گرافیکی الکترونیکی برای هر عنصر، باید بدانید:

1. شماره سریال عنصر، i.e. بار هسته آن و تعداد متناظر الکترون در اتم.

2. عدد دوره، که تعداد سطوح انرژی اتم را تعیین می کند.

3. اعداد کوانتومی و ارتباط بین آنها.

به عنوان مثال، یک اتم هیدروژن با عدد اتمی 1 دارای 1 الکترون است. هیدروژن عنصری از دوره اول است، بنابراین تنها الکترون که در اولین سطح انرژی قرار دارد را اشغال می کند. ساوربیتال دارای کمترین انرژی است. فرمول الکترونیکی اتم هیدروژن به صورت زیر خواهد بود:

1 N 1 س 1 .

فرمول گرافیکی الکترونیکی هیدروژن به صورت زیر خواهد بود:

فرمول های الکترونیکی و گرافیکی اتم هلیوم:

2 نه 1 س 2

2 نه 1 س

منعکس کننده کامل بودن پوسته الکترونیکی است که پایداری آن را تعیین می کند. هلیم یک گاز نجیب است که با پایداری شیمیایی بالا (بی اثری) مشخص می شود.

اتم لیتیوم 3 Li دارای 3 الکترون است، این عنصر از دوره II است، به این معنی که الکترون ها در 2 سطح انرژی قرار دارند. دو الکترون پر می شود س- تراز فرعی اولین تراز انرژی و الکترون سوم روی آن قرار دارد س- سطح فرعی سطح انرژی دوم:

3 لی 1 س 2 2س 1

والانس I

اتم لیتیوم دارای الکترونی است که در 2 قرار دارد س-زیرسطح، نسبت به الکترون های اولین سطح انرژی به هسته محدودتر است، بنابراین، در واکنش های شیمیایی، یک اتم لیتیوم می تواند به راحتی این الکترون را رها کند و به یون Li + تبدیل شود. و او -ذره باردار الکتریکی ). در این مورد، یون لیتیوم یک پوسته کامل پایدار از گاز نجیب هلیوم به دست می آورد:

3 Li + 1 س 2 .

لازم به ذکر است که، تعداد الکترون های جفت نشده (تک) تعیین می کندظرفیت عنصر ، یعنی توانایی آن در ایجاد پیوندهای شیمیایی با عناصر دیگر.

بنابراین، یک اتم لیتیوم دارای یک الکترون جفت نشده است که ظرفیت آن را برابر با یک تعیین می کند.

فرمول الکترونیکی اتم بریلیم:

4 1s 2 2s 2 باشید.

فرمول گرافیکی الکترونی اتم بریلیم:

2 والانس عمدتا

حالت 0 است

بریلیم دارای الکترون های زیر سطح 2 است که راحت تر از سایرین جدا می شوند. س 2، تشکیل یون Be +2:

می توان اشاره کرد که اتم هلیوم و یون های لیتیوم 3 Li + و بریلیم 4 Be + 2 ساختار الکترونیکی یکسانی دارند، یعنی. مشخص می شود ساختار ایزوالکترونیک

ویژگی های مغناطیسی اتم

الکترون خود را دارد لحظه مغناطیسی، که در جهت موازی یا مخالف میدان مغناطیسی اعمال شده کوانتیزه می شود. اگر دو الکترون که اوربیتال یکسانی را اشغال می کنند دارای اسپین هایی با جهت مخالف باشند (طبق اصل پائولی)، آنگاه یکدیگر را خنثی می کنند. در این حالت می گوییم که الکترون ها جفت شده است. اتم هایی که فقط الکترون های جفت دارند از میدان مغناطیسی رانده می شوند. چنین اتمی نامیده می شود دیامغناطیسی. اتم هایی که یک یا چند الکترون جفت نشده دارند به میدان مغناطیسی کشیده می شوند. Oʜᴎ دیامغناطیس نامیده می شود.

انرژی (پتانسیل) یونیزاسیون یک اتم E iحداقل انرژی لازم برای حذف یک الکترون از اتم تا بی نهایت مطابق معادله است

X = X + + ه −

شکل 13

برای همان اتم، انرژی های یونیزاسیون دوم، سوم و بعدی همیشه افزایش می یابد، زیرا یک الکترون باید از یک یون با بار مثبت جدا شود. به عنوان مثال، برای یک اتم لیتیوم، انرژی های یونیزاسیون اول، دوم و سوم به ترتیب 520.3، 7298.1 و 11814.9 کیلوژول بر مول هستند.

توالی انتزاع الکترون معمولاً دنباله معکوس پر شدن اوربیتال ها با الکترون مطابق با اصل حداقل انرژی است. در این حالت عناصری که پر شده اند د-اوربیتال ها استثنا هستند - اول از همه، آنها از دست نمی دهند د-، آ س-الکترون ها

- انرژی یونیزاسیون

ویژگی های مغناطیسی اتم الکترون دارای گشتاور مغناطیسی خاص خود است که در جهتی موازی یا مخالف میدان مغناطیسی اعمال شده کوانتیزه می شود. اگر دو الکترون که اوربیتال یکسانی را اشغال کرده اند اسپین های مخالف داشته باشند... [ادامه مطلب]

- انرژی یونیزاسیون

فرآیند یونیزاسیون با این طرح بیان می شود: E - n En+. علاوه بر این، یونیزاسیون می تواند بارها رخ دهد. یونیزاسیون یک اتم توانایی یک اتم را برای رها کردن الکترون و اکسیداسیون تعیین می کند. این خاصیت (Eionization) ماهیت و استحکام پیوند شیمیایی را تعیین می کند. روند ... [ادامه مطلب]

- انرژی یونیزاسیون اتم ها.

ویژگی های اتم منبع تغذیه برای تأیید خود به سخنرانی هایی که به یون تجزیه نمی شوند و جریان الکتریکی را رسانا نمی کنند، غیر الکترولیت می گویند. الکترولیت ها و غیر الکترولیت ها ظاهراً فقط کلمات در خرد شده یا ذوب شده وجود دارد ... [ادامه مطلب]

- دوره ای بودن تغییرات در خواص اتم های عناصر: شعاع، انرژی یونیزاسیون، انرژی میل ترکیبی الکترون، الکترونگاتیوی نسبی.

برای توصیف ویژگی های انرژی یک الکترون در یک اتم، لازم است مقادیر چهار عدد کوانتومی: اعداد کوانتومی اصلی، ثانویه، مغناطیسی و اسپینی را نشان دهیم. بیایید آنها را جداگانه بررسی کنیم. 1) عدد کوانتومی اصلی "n" انرژی یک الکترون در اتم را مشخص می کند، ...

آیا مقاله را دوست داشتید؟ به اشتراک بگذارید

این مقاله را چاپ کنید