Processus de formation de particules excitées lors de la radiolyse. Chimie Le processus d'ionisation des électrons non appariés
La découverte de la radioactivité a confirmé la complexité de la structure non seulement des atomes, mais aussi de leurs noyaux. En 1903, E. Rutherford et F. Soddy ont proposé une théorie de la désintégration radioactive qui a radicalement changé les anciennes visions de la structure des atomes. Selon cette théorie, les éléments radioactifs se désintègrent spontanément, libérant des particules α ou β et formant des atomes de nouveaux éléments chimiquement différents des originaux. Dans le même temps, la stabilité de la masse des atomes d'origine et de ceux formés à la suite du processus de désintégration est maintenue. E. Rutherford fut le premier à étudier en 1919 la transformation artificielle des noyaux. Lors du bombardement d'atomes d'azote avec des particules α, il a isolé les noyaux d'atomes d'hydrogène (protons) et d'atomes du nucléide d'oxygène. De telles transformations sont appelées réactions nucléaires, car à partir des noyaux d'atomes d'un élément, on obtient des noyaux d'atomes d'autres éléments. Les réactions nucléaires sont écrites à l'aide d'équations. Ainsi, la réaction nucléaire discutée ci-dessus peut s’écrire comme suit :
Le phénomène de radioactivité peut être défini à l'aide de la notion d'isotopes : la radioactivité est la transformation de noyaux instables d'atomes d'un élément chimique en noyaux d'atomes d'un autre élément, qui s'accompagne de la libération de particules élémentaires. La radioactivité présentée par les isotopes des éléments qui existent dans la nature est appelée radioactivité naturelle. Le taux de transformations radioactives est différent selon les isotopes. Il est caractérisé par une constante de désintégration radioactive, qui montre combien d'atomes d'un nucléide radioactif se désintègrent en 1 s. Il a été établi que le nombre d'atomes d'un nucléide radioactif qui se désintègre par unité de temps est proportionnel au nombre total d'atomes de ce nucléide et dépend de la valeur de la constante de désintégration radioactive. Par exemple, si sur une certaine période, la moitié du nombre total d'atomes d'un nucléide radioactif se désintègre, alors au cours de la période suivante, la moitié du reste se désintégrera, c'est-à-dire la moitié de la période précédente, etc.
La durée de vie d'un nucléide radioactif est caractérisée par sa demi-vie, c'est-à-dire la période de temps pendant laquelle la moitié de la quantité initiale de ce nucléide se désintègre. Par exemple, la demi-vie du Radon est de 3,85 jours, celle du Radium de 1 620 ans et celle de l'Uranium de 4,5 milliards d'années. Les types de transformations radioactives suivants sont connus : désintégration α, désintégration β, fission nucléaire spontanée (involontaire). Ces types de transformations radioactives s'accompagnent de la libération de particules α, d'électrons, de positrons et de rayons γ. Au cours du processus de désintégration α, le noyau d'un atome d'un élément radioactif libère le noyau d'un atome d'hélium, ce qui entraîne une diminution de la charge du noyau d'un atome de l'élément radioactif d'origine de deux unités, et la nombre de masse par quatre. Par exemple, la transformation d'un atome de radium en atome de radon peut s'écrire par l'équation
La réaction nucléaire de désintégration β, qui s'accompagne de la libération d'électrons, de positrons ou d'un entraînement d'électrons orbitaux, peut également s'écrire par l'équation
où e est un électron ; hν - quantique de rayonnement γ ; ν o - antineutrino (une particule élémentaire dont la masse au repos et la charge sont égales à zéro).
La possibilité d'une désintégration β est due au fait que, conformément aux concepts modernes, un neutron peut, sous certaines conditions, se transformer en proton, libérant un électron et un antineutrino. Un proton et un neutron sont deux états d’une même particule nucléaire : le nucléon. Ce processus peut être représenté par un diagramme
Neutron -> Proton + Électron + Antineutrino
Lors de la désintégration β des atomes d'un élément radioactif, l'un des neutrons faisant partie du noyau de l'atome libère un électron et un antineutrino, se transformant en proton. Dans ce cas, la charge positive du noyau augmente de un. Ce type de désintégration radioactive est appelé désintégration électronique (désintégration β). Ainsi, si le noyau d'un atome d'un élément radioactif libère une particule α, le résultat est le noyau d'un atome d'un nouvel élément avec un nombre de protons inférieur de deux unités, et lorsqu'une particule β est libérée, le noyau de un nouvel atome est obtenu avec un nombre de protons supérieur de un à celui de l'original. C’est l’essence de la loi de déplacement Soddy-Fajans. Les noyaux atomiques de certains isotopes instables peuvent libérer des particules ayant une charge positive de +1 et une masse proche de la masse d'un électron. Cette particule s'appelle un positon. Ainsi, la conversion possible d'un proton en neutron se fait selon le schéma :
Proton → Neutron + Positron + Neutrino
La transformation d'un proton en neutron n'est observée que dans le cas où l'instabilité du noyau est causée par la teneur excessive en protons qu'il contient. Ensuite, l'un des protons se transforme en neutron, et le positron et le neutrino qui apparaissent dans ce cas s'envolent au-delà des limites du noyau ; la charge nucléaire diminue de un. Ce type de désintégration radioactive est appelé désintégration des positons (désintégration β+). Ainsi, en raison de la désintégration β du noyau d'un atome d'un élément radioactif, on obtient un atome de l'élément qui est décalé d'une place vers la droite (désintégration β) ou vers la gauche (désintégration β+) de l'élément radioactif d'origine. Une diminution de la charge nucléaire d'un atome radioactif par un peut être provoquée non seulement par la désintégration β+, mais également par la traînée électronique, à la suite de laquelle l'un des électrons de la boule électronique le plus proche du noyau est capturé par le noyau . Cet électron avec l'un des protons du noyau forme un neutron : e - + p → n
La théorie de la structure du noyau atomique a été développée dans les années 30 du XXe siècle. Les scientifiques ukrainiens D.D. Ivanenko et E.M. Gapon, ainsi que le scientifique allemand W. Heisenberg. Selon cette théorie, les noyaux des atomes sont constitués de protons chargés positivement et de neutrons électriquement neutres. Les masses relatives de ces particules élémentaires sont quasiment les mêmes (masse des protons 1,00728, masse des neutrons 1,00866). Les protons et les neutrons (nucléons) sont contenus dans le noyau par des forces nucléaires très puissantes. Les forces nucléaires n'agissent qu'à de très petites distances, de l'ordre de 10 à 15 m.
L'énergie libérée lors de la formation d'un noyau à partir de protons et de neutrons est appelée énergie de liaison du noyau et caractérise sa stabilité.
Électrons appariés
S’il y a un électron sur une orbitale, on l’appelle non apparié, et s'il y en a deux, alors ceci électrons appariés.
Quatre nombres quantiques n, l, m, m s caractérisent complètement l'état énergétique d'un électron dans un atome.
Lorsque l'on considère la structure de la couche électronique des atomes multiélectroniques de divers éléments, il est nécessaire de prendre en compte trois points principaux :
· principe de Pauli,
· principe de moindre énergie,
La règle de Hund.
Selon Principe de Pauli Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec les mêmes valeurs des quatre nombres quantiques.
Le principe de Pauli détermine le nombre maximum d'électrons dans une orbitale, un niveau et un sous-niveau. Puisque AO est caractérisé par trois nombres quantiques n, je, m, alors les électrons d'une orbitale donnée ne peuvent différer que par le nombre quantique de spin MS. Mais le nombre quantique de spin MS ne peut avoir que deux valeurs + 1/2 et – 1/2. Par conséquent, une orbitale ne peut contenir plus de deux électrons avec des valeurs différentes de nombres quantiques de spin.
Riz. 4.6. La capacité maximale d'une orbitale est de 2 électrons.
Le nombre maximum d'électrons à un niveau d'énergie est défini comme 2 n 2 , et au sous-niveau – comme 2(2 je+ 1). Le nombre maximum d'électrons situés à différents niveaux et sous-niveaux est indiqué dans le tableau. 4.1.
Tableau 4.1.
Nombre maximum d'électrons aux niveaux et sous-niveaux quantiques
| Niveau d'énergie | Sous-niveau d'énergie | Valeurs possibles du nombre quantique magnétique m | Nombre d'orbitales par | Nombre maximum d'électrons par | ||
| sous-niveau | niveau | sous-niveau | niveau | |||
| K (n=1) | s (je=0) | |||||
| L (n=2) | s (je=0) p (je=1) | –1, 0, 1 | ||||
| M (n=3) | s (je=0) p (je=1) d (je=2) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 | ||||
| N (n=4) | s (je=0) p (je=1) d (je=2) F (je=3) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 |
La séquence de remplissage des orbitales avec des électrons est effectuée conformément à principe de moindre énergie .
Selon le principe de moindre énergie, les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d’énergie.
L'ordre de remplissage des orbitales est déterminé La règle de Klechkovsky : l'augmentation de l'énergie et, par conséquent, le remplissage des orbitales se produit dans l'ordre croissant de la somme des nombres quantiques principaux et orbitaux (n + l), et si la somme est égale à (n + l) - par ordre croissant du principal nombre quantique n.
Par exemple, l'énergie d'un électron au sous-niveau 4s est inférieure à celle du sous-niveau 3. d, puisque dans le premier cas le montant n+ l = 4 + 0 = 4 (rappelons que pour s-valeur de sous-niveau du nombre quantique orbital je= = 0), et dans la seconde n+ l = 3 + 2= 5 ( d- sous-niveau, je= 2). Le sous-niveau 4 est donc rempli en premier s, puis 3 d(voir Fig. 4.8).
Sur 3 sous-niveaux d (n = 3, je = 2) , 4R. (n = 4, je= 1) et 5 s (n = 5, je= 0) somme des valeurs P. Et je sont identiques et égaux à 5. En cas de valeurs égales des sommes n Et je le sous-niveau avec la valeur minimale est rempli en premier n, c'est à dire. sous-niveau 3 d.
Conformément à la règle de Klechkovsky, l'énergie des orbitales atomiques augmente dans la série :
1s < 2s < 2R. < 3s < 3R. < 4s < 3d < 4R. < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d »
"4 F < 6p < 7s….
Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli en dernier, tous les éléments chimiques sont divisés en 4 famille électronique : éléments s-, p-, d-, f.
4F
4 4j
3 4s
3p
3s
1 2s
Niveaux Sous-niveaux
Riz. 4.8. Énergie des orbitales atomiques.
Les éléments dont les atomes sont les derniers à remplir le sous-niveau s du niveau externe sont appelés s-éléments . U s Les éléments de valence sont les électrons s du niveau d'énergie externe.
U éléments p La sous-couche p de la couche externe est remplie en dernier. Leurs électrons de valence sont situés sur p- Et s-sous-niveaux du niveau externe. U d-les éléments sont remplis en dernier d-le sous-niveau du niveau préexterne et la valence sont s-les électrons de l'extérieur et d-les électrons des niveaux d'énergie pré-externes.
U éléments F dernier à être rempli F-sous-niveau du troisième niveau d'énergie externe.
L'ordre de placement des électrons dans un sous-niveau est déterminé Règle de Hund :
au sein d'un sous-niveau, les électrons sont placés de telle manière que la somme de leurs nombres quantiques de spin ait une valeur absolue maximale.
En d’autres termes, les orbitales d’un sous-niveau donné sont remplies d’abord par un électron de même valeur du nombre quantique de spin, puis par un deuxième électron de valeur opposée.
Par exemple, s'il est nécessaire de distribuer 3 électrons dans trois cellules quantiques, alors chacune d'elles sera située dans une cellule distincte, c'est-à-dire occupent une orbitale distincte :
∑MS= ½ – ½ + ½ = ½.
L'ordre de distribution des électrons entre les niveaux et sous-niveaux d'énergie dans la coquille d'un atome est appelé sa configuration électronique, ou formule électronique. Composition configuration électronique nombre niveau d'énergie (numéro quantique principal) est désigné par les chiffres 1, 2, 3, 4..., le sous-niveau (numéro quantique orbital) – par des lettres s, p, d, F. Le nombre d’électrons dans un sous-niveau est indiqué par un nombre inscrit en haut du symbole du sous-niveau.
La configuration électronique d'un atome peut être décrite comme ce qu'on appelle formule graphique électronique. Il s'agit d'un diagramme de la disposition des électrons dans des cellules quantiques, qui sont une représentation graphique d'une orbitale atomique. Chaque cellule quantique ne peut contenir plus de deux électrons avec des nombres quantiques de spin différents.
Pour créer une formule électronique ou électro-graphique pour n'importe quel élément, vous devez savoir :
1. Numéro de série de l'élément, c'est-à-dire la charge de son noyau et le nombre correspondant d'électrons dans l'atome.
2. Le numéro de période, qui détermine le nombre de niveaux d’énergie de l’atome.
3. Les nombres quantiques et la connexion entre eux.
Par exemple, un atome d’hydrogène de numéro atomique 1 possède 1 électron. L'hydrogène est un élément de la première période, donc le seul électron occupe celui situé dans le premier niveau d'énergie s-orbitale ayant la plus faible énergie. La formule électronique de l'atome d'hydrogène sera :
1 N 1 s 1 .
La formule graphique électronique de l'hydrogène ressemblera à :
Formules électroniques et électrographiques de l'atome d'hélium :
2 pas 1 s 2
2 pas 1 s
refléter l'intégralité de la coque électronique, qui détermine sa stabilité. L'hélium est un gaz rare caractérisé par une grande stabilité chimique (inertie).
L'atome de lithium 3 Li possède 3 électrons, c'est un élément de période II, ce qui signifie que les électrons sont situés à 2 niveaux d'énergie. Deux électrons remplissent s- le sous-niveau du premier niveau d'énergie et le 3ème électron se situe sur s- sous-niveau du deuxième niveau d'énergie :
3 Li 1 s 2 2s 1
Valence Ier
L'atome de lithium possède un électron situé à 2 s-sous-niveau, est moins étroitement lié au noyau que les électrons du premier niveau d'énergie, par conséquent, dans les réactions chimiques, un atome de lithium peut facilement abandonner cet électron, se transformant en ion Li + ( et il -particule chargée électriquement ). Dans ce cas, l'ion lithium acquiert une enveloppe complète et stable d'hélium, un gaz noble :
3 Li + 1 s 2 .
Il convient de noter que, le nombre d'électrons non appariés (simples) détermine valence de l'élément , c'est à dire. sa capacité à former des liaisons chimiques avec d’autres éléments.
Ainsi, un atome de lithium possède un électron non apparié, ce qui détermine sa valence égale à un.
Formule électronique de l'atome de béryllium :
4 Soyez 1s 2 2s 2 .
Formule graphique électronique de l'atome de béryllium :
2 Valence principalement
L'état est 0
Les électrons du sous-niveau 2 du béryllium sont plus facilement éliminés que les autres. s 2, formant l'ion Be +2 :
On peut noter que l'atome d'hélium et les ions lithium 3 Li + et béryllium 4 Be +2 ont la même structure électronique, c'est-à-dire se caractérisent structure isoélectronique.
La structure d'un atome détermine son rayon, son énergie d'ionisation, son affinité électronique, son électronégativité et d'autres paramètres de l'atome. Les couches électroniques des atomes déterminent les propriétés optiques, électriques, magnétiques et surtout chimiques des atomes et des molécules, ainsi que la plupart des propriétés des solides.
Caractéristiques magnétiques de l'atome
L'électron a le sien moment magnétique, qui est quantifié dans une direction parallèle ou opposée au champ magnétique appliqué. Si deux électrons occupant la même orbitale ont des spins opposés (selon le principe de Pauli), alors ils s'annulent. Dans ce cas on dit que les électrons jumelé. Les atomes contenant uniquement des électrons appariés sont expulsés du champ magnétique. De tels atomes sont appelés diamagnétique. Les atomes qui possèdent un ou plusieurs électrons non appariés sont attirés dans un champ magnétique. Ils sont appelés diamagnétiques.
Le moment magnétique d'un atome, qui caractérise l'intensité de l'interaction d'un atome avec un champ magnétique, est pratiquement proportionnel au nombre d'électrons non appariés.
Les caractéristiques de la structure électronique des atomes de divers éléments se reflètent dans des caractéristiques énergétiques telles que l'énergie d'ionisation et l'affinité électronique.
Énergie d'ionisation
Énergie (potentiel) d'ionisation d'un atome E je est l'énergie minimale requise pour retirer un électron d'un atome à l'infini selon l'équation
X = X + + e −
Ses valeurs sont connues pour les atomes de tous les éléments du tableau périodique. Par exemple, l'énergie d'ionisation d'un atome d'hydrogène correspond à la transition d'un électron de 1 s-sous-niveau d'énergie (−1312,1 kJ/mol) au sous-niveau d'énergie nulle et est égal à +1312,1 kJ/mol.
Dans la modification des premiers potentiels d'ionisation correspondant à la suppression d'un électron des atomes, la périodicité s'exprime clairement avec l'augmentation du numéro atomique :
En se déplaçant de gauche à droite sur une période, l'énergie d'ionisation, d'une manière générale, augmente progressivement avec l'augmentation du numéro atomique au sein du groupe, elle diminue ; Les métaux alcalins ont le potentiel de première ionisation minimum et les gaz rares ont le maximum.
Pour le même atome, les deuxième, troisième et suivantes énergies d'ionisation augmentent toujours, puisqu'un électron doit être retiré d'un ion chargé positivement. Par exemple, pour un atome de lithium, les première, deuxième et troisième énergies d’ionisation sont respectivement de 520,3, 7 298,1 et 11 814,9 kJ/mol.
La séquence d'abstraction électronique est généralement la séquence inverse du remplissage des orbitales avec des électrons conformément au principe de l'énergie minimale. Cependant, les éléments renseignés d-les orbitales sont des exceptions - tout d'abord, elles ne perdent pas d-, UN s-des électrons.
Affinité électronique
Affinité atome-électron UN e est la capacité des atomes à attacher un électron supplémentaire et à se transformer en ion négatif. Une mesure de l'affinité électronique est l'énergie libérée ou absorbée. L'affinité électronique est égale à l'énergie d'ionisation de l'ion négatif X − :
X− = X+ e −
Les atomes d'halogène ont la plus grande affinité électronique. Par exemple, pour un atome de fluor, l’ajout d’un électron s’accompagne de la libération de 327,9 kJ/mol d’énergie. Pour un certain nombre d'éléments, l'affinité électronique est proche de zéro ou négative, ce qui signifie l'absence d'anion stable pour cet élément.
Habituellement, l'affinité électronique des atomes de divers éléments diminue parallèlement à une augmentation de leur énergie d'ionisation. Il existe cependant des exceptions pour certaines paires d'éléments :
| Élément | Eje, kJ/mole | UN e, kJ/mole |
| F | 1681 | −238 |
| Cl | 1251 | −349 |
| N | 1402 | 7 |
| P. | 1012 | −71 |
| Ô | 1314 | −141 |
| S | 1000 | −200 |
Une explication à cela peut être donnée sur la base de la plus petite taille des premiers atomes et de la plus grande répulsion électron-électron qu'ils contiennent.
Électronégativité
L'électronégativité caractérise la capacité d'un atome d'un élément chimique à déplacer un nuage d'électrons dans sa direction lors de la formation d'une liaison chimique (vers un élément ayant une électronégativité plus élevée). Le physicien américain Mulliken a proposé de définir l'électronégativité comme la moyenne arithmétique entre le potentiel d'ionisation et l'affinité électronique :
χ = 1/2 ( Eje + UN e)
La difficulté d’utiliser cette méthode est que les affinités électroniques ne sont pas connues pour tous les éléments.
Caractéristiques magnétiques de l'atome
L'électron a le sien moment magnétique, qui est quantifié dans une direction parallèle ou opposée au champ magnétique appliqué. Si deux électrons occupant la même orbitale ont des spins dirigés de manière opposée (selon le principe de Pauli), alors ils s'annulent. Dans ce cas on dit que les électrons jumelé. Les atomes contenant uniquement des électrons appariés sont expulsés du champ magnétique. De tels atomes sont appelés diamagnétique. Les atomes qui possèdent un ou plusieurs électrons non appariés sont attirés dans un champ magnétique. Οʜᴎ sont appelés diamagnétiques.
Le moment magnétique d'un atome, qui caractérise l'intensité de l'interaction d'un atome avec un champ magnétique, est pratiquement proportionnel au nombre d'électrons non appariés.
Les caractéristiques de la structure électronique des atomes de divers éléments se reflètent dans des caractéristiques énergétiques telles que l'énergie d'ionisation et l'affinité électronique.
Énergie (potentiel) d'ionisation d'un atome E je est l'énergie minimale requise pour retirer un électron d'un atome à l'infini selon l'équation
X = X + + e −
Ses valeurs sont connues pour les atomes de tous les éléments du tableau périodique. Par exemple, l'énergie d'ionisation d'un atome d'hydrogène correspond à la transition d'un électron de 1 s-sous-niveau d'énergie (−1312,1 kJ/mol) au sous-niveau d'énergie nulle et est égal à +1312,1 kJ/mol.
Dans la modification des premiers potentiels d'ionisation correspondant à la suppression d'un électron des atomes, la périodicité s'exprime clairement avec l'augmentation du numéro atomique :
Figure 13
En se déplaçant de gauche à droite sur une période, l'énergie d'ionisation, d'une manière générale, augmente progressivement avec l'augmentation du numéro atomique au sein du groupe, elle diminue ; Les métaux alcalins ont le potentiel de première ionisation minimum et les gaz rares ont le maximum.
Pour le même atome, les deuxième, troisième et suivantes énergies d'ionisation augmentent toujours, puisqu'un électron doit être arraché à un ion chargé positivement. Par exemple, pour un atome de lithium, les première, deuxième et troisième énergies d’ionisation sont respectivement de 520,3, 7 298,1 et 11 814,9 kJ/mol.
La séquence d'abstraction électronique est généralement la séquence inverse du remplissage des orbitales avec des électrons conformément au principe de l'énergie minimale. De plus, les éléments renseignés d-les orbitales sont des exceptions - tout d'abord, elles ne perdent pas d-, UN s-des électrons.
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