공기 중 휘발성 유기 화합물(VOC)을 제거하기 위해 이온화를 적용합니다. 화학 짝을 이루지 않은 전자의 이온화 과정
원자의 구조는 원자의 반경, 이온화 에너지, 전자 친화력, 전기 음성도 및 기타 매개 변수를 결정합니다. 원자의 전자 껍질은 광학적, 전기적, 자기적, 가장 중요하게는 원자와 분자의 화학적 특성뿐만 아니라 대부분의 고체 특성을 결정합니다.
원자의 자기적 특성
전자는 자신의 자기 모멘트, 이는 적용된 자기장과 평행하거나 반대 방향으로 양자화됩니다. 동일한 궤도를 차지하는 두 전자가 반대 스핀을 갖는 경우(파울리 원리에 따라) 서로 상쇄됩니다. 이 경우 우리는 전자라고 말합니다. 짝을 이루는. 전자쌍만 있는 원자는 자기장 밖으로 밀려납니다. 그러한 원자를 반자성. 하나 이상의 짝을 이루지 않은 전자를 가진 원자는 자기장으로 끌려갑니다. 그들은 반자성이라고 불립니다.
원자와 자기장의 상호 작용 강도를 특징으로 하는 원자의 자기 모멘트는 실질적으로 짝을 이루지 않은 전자의 수에 비례합니다.
다양한 원소 원자의 전자 구조의 특징은 이온화 에너지 및 전자 친화력과 같은 에너지 특성에 반영됩니다.
이온화 에너지
원자 이온화 에너지(잠재력) 이자형 나방정식에 따라 원자에서 전자를 무한대로 제거하는 데 필요한 최소 에너지입니다.
엑스 = 엑스 + + 이자형 −
그 값은 주기율표의 모든 원소의 원자에 대해 알려져 있습니다. 예를 들어, 수소 원자의 이온화 에너지는 1에서 전자의 전이에 해당합니다. 에스-에너지 하위 준위(−1312.1 kJ/mol)를 에너지가 0인 하위 준위로 변환하고 +1312.1 kJ/mol과 같습니다.
원자의 전자 하나를 제거하는 것에 해당하는 첫 번째 이온화 전위의 변화에서 주기성은 원자 번호가 증가함에 따라 명확하게 표현됩니다.
한 기간에 걸쳐 왼쪽에서 오른쪽으로 이동할 때 이온화 에너지는 일반적으로 그룹 내의 원자 번호가 증가함에 따라 점차 증가하고 감소합니다. 알칼리 금속의 첫 번째 이온화 전위가 가장 낮고 희가스의 첫 번째 이온화 전위가 최대입니다.
동일한 원자의 경우 두 번째, 세 번째 및 그 이후의 이온화 에너지는 항상 증가합니다. 왜냐하면 양전하를 띤 이온에서 전자를 제거해야 하기 때문입니다. 예를 들어, 리튬 원자의 경우 첫 번째, 두 번째 및 세 번째 이온화 에너지는 각각 520.3, 7298.1 및 11814.9 kJ/mol입니다.
전자 추출 순서는 일반적으로 최소 에너지 원리에 따라 궤도를 전자로 채우는 역순입니다. 그러나 채워지는 요소는 디-오비탈은 예외입니다. 우선, 그들은 잃지 않습니다. 디-, ㅏ 에스-전자.
전자 친화력
원자 전자 친화력 ㅏ e는 원자가 추가 전자를 부착하여 음이온으로 변하는 능력입니다. 전자 친화력의 척도는 방출되거나 흡수되는 에너지입니다. 전자 친화력은 음이온 X -의 이온화 에너지와 같습니다.
엑스 − = 엑스 + 이자형 −
할로겐 원자는 가장 큰 전자 친화력을 가지고 있습니다. 예를 들어, 불소 원자의 경우 전자를 추가하면 327.9 kJ/mol의 에너지가 방출됩니다. 다수의 원소에 대해 전자 친화력은 0 또는 음수에 가까우며, 이는 이 원소에 안정적인 음이온이 없음을 의미합니다.
일반적으로 다양한 원소 원자의 전자 친화력은 이온화 에너지가 증가함에 따라 감소합니다. 그러나 일부 요소 쌍에는 예외가 있습니다.
| 요소 | 이자형나, kJ/mol | ㅏ 이자형, kJ/mol |
| 에프 | 1681 | −238 |
| Cl | 1251 | −349 |
| N | 1402 | 7 |
| 피 | 1012 | −71 |
| 영형 | 1314 | −141 |
| 에스 | 1000 | −200 |
이에 대한 설명은 첫 번째 원자의 크기가 더 작고 전자-전자 반발력이 더 크다는 점을 바탕으로 설명할 수 있습니다.
전기음성도
전기 음성도는 화학 결합을 형성할 때 화학 원소의 원자가 전자 구름을 해당 방향(전기 음성도가 더 높은 원소 쪽으로)으로 이동시키는 능력을 나타냅니다. 미국의 물리학자 Mulliken은 전기음성도를 이온화 전위와 전자 친화도 사이의 산술 평균으로 정의할 것을 제안했습니다.
χ = 1/2 ( 이자형나 + ㅏ 이자형)
이 방법을 사용할 때의 어려움은 모든 원소에 대한 전자 친화도를 알 수 없다는 것입니다.
이미 언급한 바와 같이, 공유 결합을 수행하는 공통 전자쌍은 여기되지 않은 상호작용 원자에 존재하는 짝을 이루지 않은 전자로 인해 형성될 수 있습니다. 예를 들어, 이는 다음과 같은 분자가 형성되는 동안 발생합니다. 여기서 각 원자는 하나의 짝을 이루지 않은 전자를 가지고 있습니다. 두 개의 원자가 상호 작용하면 공통 전자쌍이 생성되어 공유 결합이 발생합니다.
여기되지 않은 질소 원자에는 3개의 짝을 이루지 않은 전자가 있습니다.
결과적으로 짝을 이루지 않은 전자로 인해 질소 원자는 세 개의 공유 결합 형성에 참여할 수 있습니다. 예를 들어, 이는 분자 내에서 또는 질소의 공유 원자가가 3인 경우에 발생합니다.
그러나 공유 결합의 수는 여기되지 않은 원자가 사용할 수 있는 증발된 전자의 수보다 클 수 있습니다. 따라서 정상 상태에서 탄소 원자의 외부 전자층은 다이어그램에 표시된 구조를 갖습니다.
사용 가능한 짝을 이루지 않은 전자로 인해 탄소 원자는 두 개의 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 한편, 탄소는 각 원자가 이웃한 원자와 4개의 공유결합(예를 들어 등)으로 연결된 화합물을 특징으로 합니다. 이것은 약간의 에너지를 소비하면 원자에 존재하는 -전자 중 하나가 결과적으로 하위 수준으로 전달되고 원자가 여기 상태로 전환된다는 사실로 인해 가능한 것으로 나타났습니다. 짝을 이루지 않은 전자가 증가합니다. 전자의 "쌍"을 수반하는 이러한 여기 과정은 다음 다이어그램으로 표현될 수 있으며 여기 상태는 요소 기호 옆에 별표로 표시됩니다.
이제 탄소 원자의 외부 전자층에는 4개의 짝을 이루지 않은 전자가 있습니다. 따라서 여기된 탄소 원자는 4개의 공유 결합 형성에 참여할 수 있습니다. 이 경우 생성된 공유 결합 수가 증가하면 원자를 여기 상태로 전환하는 데 소비되는 것보다 더 많은 에너지가 방출됩니다.
짝을 이루지 않은 전자의 수를 증가시키는 원자의 여기가 매우 큰 에너지 비용과 관련되어 있으면 이러한 비용은 새로운 결합 형성 에너지로 보상되지 않습니다. 그러면 그러한 과정은 전체적으로 에너지적으로 불리한 것으로 판명됩니다. 따라서 산소와 불소 원자는 외부 전자층에 자유 궤도를 갖지 않습니다.
여기서 짝을 이루지 않은 전자 수의 증가는 전자 중 하나를 다음 에너지 준위, 즉 상태로 전달해야만 가능합니다. 그러나 이러한 전환은 매우 큰 에너지 소비와 관련이 있으며, 이는 새로운 결합이 발생할 때 방출되는 에너지로 충당되지 않습니다. 따라서 짝을 이루지 않은 전자로 인해 산소 원자는 공유 결합을 2개 이하로 형성할 수 있고 불소 원자는 하나만 형성할 수 있습니다. 실제로, 이들 원소는 산소의 경우 2, 불소의 경우 1과 동일한 일정한 공유성이 특징입니다.
세 번째 및 후속 주기의 원소 원자는 외부 전자 층에 -하위 준위를 가지며, 여기에서 외부 층의 s-전자와 p-전자가 이동할 수 있습니다. 따라서 여기서 짝을 이루지 않은 전자의 수를 늘릴 수 있는 추가 기회가 발생합니다. 따라서, 여기되지 않은 상태에서 짝을 이루지 않은 전자 하나를 갖는 염소 원자는
약간의 에너지를 소비하면 3개, 5개 또는 7개의 짝을 이루지 않은 전자가 있는 여기 상태로 전환될 수 있습니다.
따라서 불소 원자와 달리 염소 원자는 1개뿐만 아니라 3개, 5개 또는 7개의 공유 결합 형성에 참여할 수 있습니다. 따라서 아염소산에서는 염소의 공유가가 3이고, 과염소산에서는 5이고, 과염소산에서는 7입니다. 마찬가지로, 비어 있는 -하위 준위를 갖고 있는 황 원자도 4~6개의 짝을 이루지 않은 전자를 사용하여 들뜬 상태로 들어갈 수 있으므로 산소와 같은 2개뿐만 아니라 4~6개의 공유 결합 형성에도 참여합니다. 이는 황이 4 또는 6의 공유성을 나타내는 화합물의 존재를 설명할 수 있습니다.
많은 경우, 공유 결합은 원자의 외부 전자장에 존재하는 전자쌍으로 인해 발생합니다. 예를 들어, 암모니아 분자의 전자 구조를 생각해 보십시오.
여기서 점은 원래 질소 원자에 속해 있던 전자를 나타내고, 십자가는 원래 수소 원자에 속해 있던 전자를 나타냅니다. 질소 원자의 외부 전자 8개 중 6개는 3개의 공유 결합을 형성하며 질소 원자와 수소 원자에 공통입니다. 그러나 두 개의 전자는 질소에만 속하며 고독한 전자쌍을 형성합니다. 이러한 전자쌍은 다른 원자의 외부 전자층에 자유 궤도가 있는 경우 다른 원자와의 공유 결합 형성에도 참여할 수 있습니다. 예를 들어, 일반적으로 전자가 없는 수소 non에는 채워지지 않은 궤도가 존재합니다.
따라서 분자가 수소 이온과 상호 작용할 때 분자 사이에 공유 결합이 발생합니다. 질소 원자의 비공유 전자쌍이 두 원자 사이에서 공유되어 암모늄 이온이 형성됩니다.
여기서 공유결합은 전자쌍(전자쌍)과 원래 하나의 원자(전자쌍 공여체)에 속했던 다른 원자(전자쌍 수용체)의 자유 궤도로 인해 발생합니다.
공유 결합을 형성하는 이러한 방법을 기증자-수용자라고 합니다. 고려된 예에서 전자쌍 공여체는 질소 원자이고 수용체는 수소 원자입니다.
경험에 따르면 암모늄 이온의 4개 결합은 모든 측면에서 동일합니다. 이로 인해 공여체-수용체 방법에 의해 형성된 결합은 상호 작용하는 원자의 짝을 이루지 않은 전자에 의해 생성된 공유 결합과 그 특성이 다르지 않습니다.
공여체-수용체 방식으로 결합이 형성된 분자의 또 다른 예는 산화질소 분자입니다.
이전에 이 화합물의 구조식은 다음과 같이 표시되었습니다.
이 공식에 따르면, 중앙 질소 원자는 5개의 공유 결합으로 이웃 원자와 연결되어 있어 외부 전자층에는 10개의 전자(5개의 전자쌍)가 포함됩니다. 그러나 이 결론은 질소 원자의 전자 구조와 모순됩니다. 질소 원자의 외부 L 층에는 4개의 오비탈(1개의 s 오비탈과 3개의 p 오비탈)만 포함되어 있고 8개 이상의 전자를 수용할 수 없기 때문입니다. 따라서 주어진 구조식은 올바른 것으로 간주될 수 없습니다.
산화질소의 전자 구조를 생각해 봅시다. 개별 원자의 전자는 점이나 십자로 번갈아 표시됩니다. 두 개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지고 있는 산소 원자는 중앙의 질소 원자와 두 개의 공유 결합을 형성합니다.
중앙 질소 원자에 남아 있는 짝을 이루지 않은 전자로 인해 후자는 두 번째 질소 원자와 공유 결합을 형성합니다.
따라서 산소 원자와 중앙 질소 원자의 외부 전자 층이 채워지고 여기에 안정적인 8개 전자 구성이 형성됩니다. 그러나 가장 바깥쪽 질소 원자의 가장 바깥쪽 전자층에는 6개의 전자만 포함되어 있습니다. 따라서 이 원자는 다른 전자쌍의 수용체가 될 수 있습니다. 인접한 중앙 질소 원자는 고독한 전자쌍을 가지며 기증자 역할을 할 수 있습니다.
이로 인해 공여체-수용체 방법에 의해 질소 원자 사이에 또 다른 공유 결합이 형성됩니다.
이제 분자를 구성하는 세 개의 원자 각각은 외부 층의 안정적인 8전자 구조를 갖습니다. 공여체-억셉터 방법에 의해 형성된 공유 결합이 관례대로 공여체 원자에서 수용체 원자를 향하는 화살표로 지정되면 산화질소(I)의 구조식은 다음과 같이 표시될 수 있습니다.
따라서 산화질소에서 중앙 질소 원자의 공유 원자가는 4이고 가장 바깥쪽 원자의 공유 원자가는 2입니다.
고려된 예는 원자가 공유 결합을 형성할 수 있는 다양한 가능성을 가지고 있음을 보여줍니다. 후자는 여기되지 않은 원자의 짝을 이루지 않은 전자와 원자의 여기(전자 쌍의 "쌍")의 결과로 나타나는 짝을 이루지 않은 전자로 인해 생성될 수 있으며, 마지막으로 공여체-수용체 방법에 의해 생성될 수 있습니다. 그러나 주어진 원자가 형성할 수 있는 공유 결합의 총 수는 제한되어 있습니다. 이는 원자가 오비탈의 총 수, 즉 공유 결합 형성에 사용되는 오비탈이 에너지적으로 유리한 것으로 밝혀진 오비탈 수에 의해 결정됩니다. 양자 역학 계산에 따르면 유사한 궤도에는 외부 전자층의 s- 및 p-궤도와 이전 층의 -궤도가 포함됩니다. 어떤 경우에는 염소와 황 원자의 예에서 보았듯이 외부 층의 -궤도가 원자가 궤도로 사용될 수도 있습니다.
두 번째 주기의 모든 원소의 원자는 외부 전자층에 4개의 궤도를 가지며, 이전 층에는 -궤도가 없습니다. 결과적으로, 이들 원자의 원자가 궤도는 8개 이하의 전자를 수용할 수 있습니다. 이는 두 번째 기간의 요소의 최대 공유성이 4임을 의미합니다.
세 번째 및 후속 기간의 요소 원자는 s- 및 궤도뿐만 아니라 - 궤도도 사용하여 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 외부 전자 층의 s- 및 p-궤도와 이전 층의 5개 모든 궤도가 공유 결합 형성에 참여하는 원소의 화합물이 알려져 있습니다. 이러한 경우 해당 요소의 공유성은 9에 도달합니다.
제한된 수의 공유 결합 형성에 참여하는 원자의 능력을 공유 결합의 포화라고합니다.
방사선 분해 중간제품
이온화 방사선이 시스템에 작용할 때 이온화 및 여기의 결과로 중간 생성물이 형성됩니다. 여기에는 전자(열화 및 용매화, 저여기 전자 등), 이온(라디칼 양이온 및 음이온, 탄소 음이온, 탄소 양이온 등), 자유 라디칼 및 원자, 여기 입자 등이 포함됩니다. 일반적으로 일반적인 조건에서는 이러한 제품은 반응성이 높기 때문에 수명이 짧습니다. 이는 물질과 빠르게 상호작용하여 최종(안정적인) 방사선 분해 생성물을 형성합니다.
흥분된 입자.여기는 전리 방사선과 물질의 상호 작용의 주요 과정 중 하나입니다. 이 과정의 결과로 여기된 입자(분자, 원자 및 이온)가 형성됩니다. 그 안에서 전자는 바닥 상태 위의 전자 준위 중 하나에 위치하며 분자, 원자 또는 이온의 나머지 부분(즉, 정공)과 연결된 상태를 유지합니다. 분명히 여기되면 입자는 그대로 유지됩니다. 여기된 입자는 일부 2차 공정(이온 중화, 에너지 전달 등)에서도 발생합니다. 이들은 다양한 시스템(지방족, 특히 방향족 탄화수소, 가스 등)의 방사선 분해에서 중요한 역할을 합니다.
여기된 분자의 유형. 여기된 입자는 서로 다른 궤도에 두 개의 짝을 이루지 않은 전자를 포함합니다. 이들 전자의 스핀은 동일한 방향(평행) 또는 반대 방향(역평행)일 수 있습니다. 이러한 들뜬 입자는 각각 삼중항과 단일항이다.
물질이 전리 방사선에 노출되면 다음과 같은 주요 과정의 결과로 여기 상태가 발생합니다.
1) 방사선에 의한 물질 분자의 직접적인 여기(1차 여기),
2) 이온을 중화하는 경우,
3) 에너지가 매트릭스(또는 용매)의 여기 분자에서 첨가제(또는 용질) 분자로 전달될 때
4) 첨가제 분자 또는 용해된 물질과 저여기 전자의 상호 작용 중.
이온.이온화 과정은 방사선 화학에서 중요한 역할을 합니다. 일반적으로 물질이 흡수하는 전리 방사선 에너지의 절반 이상을 소비합니다.
현재까지 주로 광전자 분광법과 질량 분석법을 사용하여 이온화 과정의 특징, 양이온의 전자 구조, 안정성, 소멸 방식 등에 대한 광범위한 자료가 축적되었습니다.
이온화 과정에서 양이온이 형성됩니다. 직접 이온화와 자동 이온화는 구별됩니다. 직접 이온화는 다음 일반 방정식으로 표현됩니다(M은 조사된 물질의 분자).
M+ 이온은 일반적으로 모(母) 양이온으로 불립니다. 여기에는 예를 들어 각각 물, 암모니아 및 메탄올의 방사선 분해 중에 발생하는 H 2 O + , NH 3 및 CH 3 OH +가 포함됩니다.
전자. 이미 언급했듯이 이온화 과정에서는 양이온과 함께 2차 전자가 형성됩니다. 다양한 과정(이온화, 여기, 쌍극자 이완, 분자 진동의 여기 등)에서 에너지를 소비한 이러한 전자는 열화됩니다. 후자는 다양한 화학적 및 물리화학적 공정에 참여하며, 그 유형은 종종 환경의 특성에 따라 달라집니다. 우리는 또한 특정 조건 하에서 일부 화학적 및 물리화학적 과정(첨가 분자의 여기, 포획 반응 등)에서 과소여기된 전자가 참여한다는 점을 강조합니다.
용해된 전자.전자(물, 알코올, 암모니아, 아민, 에테르, 탄화수소 등)와 관련하여 반응성이 없거나 반응성이 낮은 액체에서 전자는 속도가 느려진 후 매질에 포획되어 용매화됩니다(물에서 수화됨) ). 전자에 여전히 과도한 에너지(1eV 미만)가 있을 때 캡처가 시작될 수 있습니다. 용매화 공정은 용매의 특성에 따라 다르며 예를 들어 극성 액체와 비극성 액체의 경우 크게 다릅니다.
자유 라디칼.거의 모든 시스템의 방사선 분해 중에 자유 라디칼은 중간 생성물로 나타납니다. 여기에는 화학 결합을 형성할 수 있는 하나 이상의 짝을 이루지 않은 전자를 가진 원자, 분자 및 이온이 포함됩니다.
짝을 이루지 않은 전자의 존재는 일반적으로 자유 라디칼의 화학식에서 점으로 표시됩니다(대부분 이러한 전자가 있는 원자 위에 있음). 예를 들어 메틸 자유 라디칼은 CH 3입니다. 일반적으로 단순한 자유 라디칼(H, C1, OH 등)의 경우 점은 배치되지 않습니다. 종종 "자유"라는 단어가 생략되고 이러한 입자를 간단히 라디칼이라고 부릅니다. 전하를 갖고 있는 라디칼을 라디칼 이온이라고 합니다. 전하가 음수이면 라디칼 음이온입니다. 전하가 양수이면 라디칼 양이온입니다. 분명히, 용매화된 전자는 가장 단순한 라디칼 음이온으로 간주될 수 있습니다.
방사선 분해에서 자유 라디칼의 전구체는 이온과 여기된 분자입니다. 형성으로 이어지는 주요 과정은 다음과 같습니다.
1) 라디칼 이온과 전기적으로 중성인 분자가 관련된 이온-분자 반응
2) 자유 라디칼과 짝수 개의 전자 쌍을 가진 이온의 형성으로 양이온 라디칼 이온의 단편화
3) 전자쌍을 갖는 전기적으로 중성인 분자 또는 이온에 전자를 단순 또는 해리적으로 첨가하는 것;
4) 여기된 분자가 두 개의 자유 라디칼로 분해됩니다(유형 반응).
5) 여기된 입자와 다른 분자의 반응(예: 전하 또는 수소 원자의 이동과의 반응)
짝을 이루는 전자
궤도에 전자가 1개 있으면 이를 전자라고 합니다. 페어링되지 않은,그리고 만약 두 개가 있다면, 이것은 짝을 이루는 전자.
4개의 양자수 n, l, m, ms는 원자 내 전자의 에너지 상태를 완전히 특성화합니다.
다양한 원소의 다중 전자 원자의 전자 껍질 구조를 고려할 때 세 가지 주요 조항을 고려해야 합니다.
· 파울리 원리,
· 최소 에너지의 원리,
훈트의 법칙.
에 따르면 파울리 원리 원자는 네 가지 양자수의 값이 모두 동일한 두 개의 전자를 가질 수 없습니다.
Pauli 원리는 하나의 궤도, 레벨 및 하위 레벨에서 전자의 최대 수를 결정합니다. AO는 세 개의 양자수를 특징으로 하기 때문에 N, 엘, 중, 그러면 주어진 궤도의 전자는 스핀 양자 수만 다를 수 있습니다 ms. 하지만 스핀양자수는 ms+ 1/2 및 – 1/2의 두 가지 값만 가질 수 있습니다. 결과적으로, 하나의 오비탈은 서로 다른 스핀 양자수 값을 갖는 2개 이하의 전자를 포함할 수 있습니다.
쌀. 4.6. 하나의 오비탈의 최대 용량은 전자 2개입니다.
에너지 준위에서 최대 전자 수는 2로 정의됩니다. N 2 , 그리고 하위 수준에서 - 2(2 와 같습니다. 엘+ 1). 다양한 수준과 하위 수준에 위치한 전자의 최대 수는 표에 나와 있습니다. 4.1.
표 4.1.
양자 수준 및 하위 수준의 최대 전자 수
| 에너지 수준 | 에너지 하위 수준 | 자기양자수의 가능한 값 중 | 당 궤도 수 | 당 최대 전자 수 | ||
| 하위 수준 | 수준 | 하위 수준 | 수준 | |||
| 케이 (N=1) | 에스 (엘=0) | |||||
| 엘 (N=2) | 에스 (엘=0) 피 (엘=1) | –1, 0, 1 | ||||
| 중 (N=3) | 에스 (엘=0) 피 (엘=1) 디 (엘=2) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 | ||||
| N (N=4) | 에스 (엘=0) 피 (엘=1) 디 (엘=2) 에프 (엘=3) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 |
전자로 궤도를 채우는 순서는 다음에 따라 수행됩니다. 최소 에너지의 원리 .
최소 에너지의 원리에 따르면 전자는 에너지가 증가하는 순서대로 오비탈을 채웁니다.
궤도를 채우는 순서가 결정됩니다. 클레치코프스키의 법칙: 에너지의 증가 및 그에 따른 궤도 채우기는 주 양자 수와 궤도 양자 수의 합 (n + l)의 증가하는 순서로 발생하고 합계가 (n + l)과 같은 경우 - 교장의 증가 순서로 발생합니다. 양자수 n.
예를 들어, 4s 하위 준위의 전자 에너지는 3 하위 준위의 전자 에너지보다 작습니다. 디, 첫 번째 경우에는 금액이 N+ l = 4 + 0 = 4(이를 기억하세요. 에스-궤도 양자수의 하위 수준 값 엘= = 0), 그리고 두 번째 N+ 내가 = 3 + 2= 5 ( 디- 하위 수준, 엘= 2). 따라서 하위 레벨 4가 먼저 채워집니다. 에스, 그리고 3 디(그림 4.8 참조)
3개의 하위 레벨 디 (N = 3, 엘 = 2) , 4아르 자형 (N = 4, 엘= 1) 및 5 에스 (N = 5, 엘= 0) 값의 합 피그리고 엘동일하고 5와 같습니다. 합계의 값이 같은 경우 N그리고 엘최소값을 가진 하위 레벨이 먼저 채워집니다. N, 즉. 하위 레벨 3 디.
Klechkovsky 규칙에 따라 원자 궤도의 에너지는 시리즈에서 증가합니다.
1에스 < 2에스 < 2아르 자형 < 3에스 < 3아르 자형 < 4에스 < 3디 < 4아르 자형 < 5에스 < 4디 < 5피 < 6에스 < 5디 »
"4 에프 < 6피 < 7에스….
원자의 어느 하위 수준이 마지막으로 채워지는지에 따라 모든 화학 원소는 다음과 같이 나뉩니다. 4 전자 가족 : s-, p-, d-, f-요소.
4에프
4 4d
3 4초
3피
3에스
1 2에스
레벨 하위 레벨
쌀. 4.8. 원자 궤도의 에너지.
원자가 외부 수준의 s-하위 수준을 마지막으로 채우는 요소를 호출합니다. s-요소 . 유 에스- 원자가 원소는 외부 에너지 준위의 s 전자입니다.
유 p-요소 외부 레이어의 p-하위 레이어는 마지막으로 채워집니다. 그들의 원자가 전자는 피- 그리고 에스- 외부 수준의 하위 수준. 유 디-요소는 마지막에 채워집니다. 디-외부 이전 수준의 하위 수준과 원자가는 다음과 같습니다. 에스- 외부의 전자와 디- 외부 에너지 준위 이전의 전자.
유 f 요소 마지막으로 채워지는 에프-세 번째 외부 에너지 수준의 하위 수준.
하나의 하위 수준 내에서 전자 배치 순서가 결정됩니다. 훈트의 법칙:
하위 수준 내에서 전자는 스핀 양자 수의 합이 최대 절대값을 갖도록 배치됩니다.
즉, 주어진 하위 준위의 오비탈은 먼저 동일한 값의 스핀 양자수를 갖는 하나의 전자로 채워지고, 그 다음에는 반대 값을 갖는 두 번째 전자로 채워집니다.
예를 들어, 3개의 양자 셀에 3개의 전자를 배포해야 하는 경우 각 전자는 별도의 셀에 위치하게 됩니다. 별도의 궤도를 차지합니다.
∑ms= ½ – ½ + ½ = ½.
원자 껍질의 에너지 준위와 하위 준위 사이의 전자 분포 순서를 전자 구성 또는 전자 공식이라고 합니다. 식자 전자 구성숫자 에너지 수준 (주 양자수)는 숫자 1, 2, 3, 4...로 지정되고, 하위 수준(궤도 양자수)은 문자로 지정됩니다. 에스, 피, 디, 에프. 하위 준위의 전자 수는 하위 준위 기호 상단에 숫자로 표시됩니다.
원자의 전자 구성은 소위 다음과 같이 묘사될 수 있습니다. 전자 그래픽 공식. 이것은 원자 궤도를 그래픽으로 표현한 양자 세포의 전자 배열 다이어그램입니다. 각 양자 셀은 서로 다른 스핀 양자 수를 갖는 전자를 2개 이상 포함할 수 없습니다.
모든 요소에 대한 전자 또는 전자 그래픽 공식을 생성하려면 다음 사항을 알아야 합니다.
1. 요소의 일련번호, 즉 핵의 전하와 원자의 해당 전자 수.
2. 원자의 에너지 준위 수를 결정하는 주기 수.
3. 양자수와 양자 사이의 연결
예를 들어, 원자 번호 1의 수소 원자는 1개의 전자를 가지고 있습니다. 수소는 첫 번째 주기의 원소이므로 첫 번째 에너지 준위에 위치한 전자만이 전자를 차지합니다. 에스- 에너지가 가장 낮은 궤도. 수소 원자의 전자식은 다음과 같습니다.
1N 1 에스 1 .
수소의 전자 그래픽 공식은 다음과 같습니다.
헬륨 원자의 전자 및 전자 그래픽 공식:
2 1이 아님 에스 2
2 1이 아님 에스
안정성을 결정하는 전자 껍질의 완성도를 반영합니다. 헬륨은 높은 화학적 안정성(불활성)을 특징으로 하는 비활성 기체입니다.
리튬 원자 3 Li는 3개의 전자를 갖고 있으며, 이는 주기 II의 원소이며, 이는 전자가 2개의 에너지 준위에 위치함을 의미합니다. 두 개의 전자가 채워집니다. 에스- 첫 번째 에너지 준위의 하위 준위이며 세 번째 전자는 에스- 두 번째 에너지 수준의 하위 수준:
3 리 1 에스 2 2에스 1
원자가 I
리튬 원자의 전자는 2번에 위치합니다. 에스-하위 수준은 첫 번째 에너지 수준의 전자보다 핵에 덜 밀접하게 결합되어 있으므로 화학 반응에서 리튬 원자는 쉽게 이 전자를 포기하여 Li + 이온으로 변할 수 있습니다. 그리고 그는 -전하를 띤 입자 ). 이 경우 리튬 이온은 비활성 기체 헬륨의 안정적인 완전한 껍질을 얻습니다.
3리 + 1 에스 2 .
주목해야 할 점은, 짝을 이루지 않은 (단일) 전자의 수에 따라 결정됩니다.요소 원자가 , 즉. 다른 원소와 화학 결합을 형성하는 능력.
따라서 리튬 원자는 하나의 짝을 이루지 않은 전자를 가지며, 이는 원자가를 1과 동일하게 결정합니다.
베릴륨 원자의 전자식:
4 1s 2 2s 2 가 됩니다.
베릴륨 원자의 전자 그래픽 공식:
2 주로 원자가
상태는 0입니다.
베릴륨의 하위 준위 2 전자는 다른 전자보다 더 쉽게 제거됩니다. 에스 2, Be +2 이온 형성:
헬륨 원자와 리튬 3 Li + 및 베릴륨 4 Be +2의 이온은 동일한 전자 구조를 가지고 있음을 알 수 있습니다. 특징이 있다 등전자 구조.
원자의 자기적 특성
전자는 자신의 자기 모멘트, 이는 적용된 자기장과 평행하거나 반대 방향으로 양자화됩니다. 동일한 궤도를 차지하는 두 전자가 반대 방향의 스핀을 갖는 경우(Pauli 원리에 따라) 서로 상쇄됩니다. 이 경우 우리는 전자라고 말합니다. 짝을 이루는. 전자쌍만 있는 원자는 자기장 밖으로 밀려납니다. 그러한 원자를 반자성. 하나 이상의 짝을 이루지 않은 전자를 가진 원자는 자기장으로 끌려갑니다. Οιᴎ는 반자성이라고 불린다.
원자와 자기장의 상호 작용 강도를 특징으로 하는 원자의 자기 모멘트는 실질적으로 짝을 이루지 않은 전자의 수에 비례합니다.
다양한 원소 원자의 전자 구조의 특징은 이온화 에너지 및 전자 친화력과 같은 에너지 특성에 반영됩니다.
원자 이온화 에너지(잠재력) 나는방정식에 따라 원자에서 전자를 무한대로 제거하는 데 필요한 최소 에너지입니다.
엑스 = 엑스 + + 이자형 −
그 값은 주기율표의 모든 원소의 원자에 대해 알려져 있습니다. 예를 들어, 수소 원자의 이온화 에너지는 1에서 전자의 전이에 해당합니다. 에스-에너지 하위 준위(−1312.1 kJ/mol)를 에너지가 0인 하위 준위로 변환하고 +1312.1 kJ/mol과 같습니다.
원자의 전자 하나를 제거하는 것에 해당하는 첫 번째 이온화 전위의 변화에서 주기성은 원자 번호가 증가함에 따라 명확하게 표현됩니다.
그림 13
한 기간에 걸쳐 왼쪽에서 오른쪽으로 이동할 때 이온화 에너지는 일반적으로 그룹 내의 원자 번호가 증가함에 따라 점차 증가하고 감소합니다. 알칼리 금속의 첫 번째 이온화 전위가 가장 낮고 희가스의 첫 번째 이온화 전위가 최대입니다.
동일한 원자의 경우 두 번째, 세 번째 및 그 이후의 이온화 에너지는 항상 증가합니다. 왜냐하면 전자가 양전하를 띤 이온에서 분리되어야 하기 때문입니다. 예를 들어, 리튬 원자의 경우 첫 번째, 두 번째 및 세 번째 이온화 에너지는 각각 520.3, 7298.1 및 11814.9 kJ/mol입니다.
전자 추출 순서는 일반적으로 최소 에너지 원리에 따라 궤도를 전자로 채우는 역순입니다. 이 경우 채워지는 요소는 디-오비탈은 예외입니다. 우선, 그들은 잃지 않습니다. 디-, ㅏ 에스-전자.
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