Zastosowanie jonizacji do usuwania lotnych związków organicznych (LZO) z powietrza. Chemia Proces jonizacji niesparowanych elektronów

Struktura atomu określa jego promień, energię jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność i inne parametry atomu. Powłoki elektroniczne atomów określają właściwości optyczne, elektryczne, magnetyczne i, co najważniejsze, chemiczne atomów i cząsteczek, a także większość właściwości ciał stałych.

Właściwości magnetyczne atomu

Elektron ma swój własny Moment magnetyczny, który jest kwantowany w kierunku równoległym lub przeciwnym do przyłożonego pola magnetycznego. Jeśli dwa elektrony zajmujące ten sam orbital mają przeciwne spiny (zgodnie z zasadą Pauliego), to znoszą się nawzajem. W tym przypadku mówimy, że elektrony sparowany. Atomy posiadające tylko sparowane elektrony są wypychane z pola magnetycznego. Takie atomy nazywane są diamagnetyczny. Atomy posiadające jeden lub więcej niesparowanych elektronów są przyciągane do pola magnetycznego. Nazywa się je diamagnetykami.

Moment magnetyczny atomu, charakteryzujący intensywność oddziaływania atomu z polem magnetycznym, jest praktycznie proporcjonalny do liczby niesparowanych elektronów.

Cechy struktury elektronowej atomów różnych pierwiastków znajdują odzwierciedlenie w takich charakterystykach energetycznych, jak energia jonizacji i powinowactwo elektronowe.

Energia jonizacji

Energia (potencjał) jonizacji atomu mi I jest minimalną energią potrzebną do usunięcia elektronu z atomu do nieskończoności, zgodnie z równaniem

X = X + + mi −

Jego wartości są znane dla atomów wszystkich pierwiastków układu okresowego. Na przykład energia jonizacji atomu wodoru odpowiada przejściu elektronu z 1 S-podpoziom energii (-1312,1 kJ/mol) do podpoziomu o energii zerowej i wynosi +1312,1 kJ/mol.

W zmianie pierwszych potencjałów jonizacji odpowiadających usunięciu jednego elektronu z atomów okresowość wyraża się wyraźnie wraz ze wzrostem liczby atomowej:

Przechodząc od lewej do prawej w okresie, energia jonizacji, ogólnie rzecz biorąc, stopniowo wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupie i maleje. Metale alkaliczne mają minimalne potencjały pierwszej jonizacji, a gazy szlachetne mają maksimum.

W przypadku tego samego atomu energia jonizacji drugiej, trzeciej i kolejnych zawsze wzrasta, ponieważ elektron musi zostać usunięty z jonu naładowanego dodatnio. Na przykład dla atomu litu pierwsza, druga i trzecia energia jonizacji wynoszą odpowiednio 520,3, 7298,1 i 11814,9 kJ/mol.

Kolejność abstrakcji elektronów jest zwykle odwrotną kolejnością wypełniania orbitali elektronami zgodnie z zasadą minimalnej energii. Jednak elementy, które są wypełnione D-orbitale są wyjątkami - po pierwsze nie tracą D-, A S-elektrony.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe atomu A e to zdolność atomów do przyłączenia dodatkowego elektronu i zamiany w jon ujemny. Miarą powinowactwa elektronowego jest energia uwolniona lub pochłonięta. Powinowactwo elektronów jest równe energii jonizacji jonu ujemnego X −:

X - = X + mi −

Atomy halogenu mają największe powinowactwo elektronowe. Na przykład dla atomu fluoru dodaniu elektronu towarzyszy uwolnienie energii 327,9 kJ/mol. Dla wielu pierwiastków powinowactwo elektronowe jest bliskie zeru lub ujemne, co oznacza brak stabilnego anionu dla tego pierwiastka.

Zazwyczaj powinowactwo elektronowe atomów różnych pierwiastków maleje wraz ze wzrostem ich energii jonizacji. Istnieją jednak wyjątki dla niektórych par elementów:

Element	miI, kJ/mol	A mi, kJ/mol
F	1681	−238
kl	1251	−349
N	1402	7
P	1012	−71
O	1314	−141
S	1000	−200

Można to wyjaśnić na podstawie mniejszych rozmiarów pierwszych atomów i większego w nich odpychania elektron-elektron.

Elektroujemność

Elektroujemność charakteryzuje zdolność atomu pierwiastka chemicznego do przesuwania chmury elektronów w jej kierunku podczas tworzenia wiązania chemicznego (w kierunku pierwiastka o wyższej elektroujemności). Amerykański fizyk Mulliken zaproponował zdefiniowanie elektroujemności jako średniej arytmetycznej między potencjałem jonizacji a powinowactwem elektronowym:

χ = 1/2 ( miI + A mi)

Trudność w stosowaniu tej metody polega na tym, że powinowactwa elektronowe nie są znane dla wszystkich pierwiastków.

Jak już wspomniano, wspólna para elektronów, która wykonuje wiązanie kowalencyjne, może powstać z powodu niesparowanych elektronów obecnych w niewzbudzonych oddziałujących atomach. Dzieje się tak na przykład podczas tworzenia cząsteczek takich jak. Tutaj każdy atom ma jeden niesparowany elektron; Kiedy dwa takie atomy oddziałują, powstaje wspólna para elektronów - następuje wiązanie kowalencyjne.

Niewzbudzony atom azotu ma trzy niesparowane elektrony:

W konsekwencji, dzięki niesparowanym elektronom, atom azotu może uczestniczyć w tworzeniu trzech wiązań kowalencyjnych. Dzieje się tak na przykład w cząsteczkach lub w których kowalencja azotu wynosi 3.

Jednakże liczba wiązań kowalencyjnych może być większa niż liczba odparowanych elektronów dostępnych dla niewzbudzonego atomu. Zatem w stanie normalnym zewnętrzna warstwa elektronowa atomu węgla ma strukturę przedstawioną na schemacie:

Dzięki dostępności niesparowanych elektronów atom węgla może tworzyć dwa wiązania kowalencyjne. Tymczasem węgiel charakteryzuje się związkami, w których każdy z jego atomów jest połączony z sąsiednimi atomami czterema wiązaniami kowalencyjnymi (na przykład itp.). Okazuje się to możliwe dzięki temu, że przy wydatku pewnej energii jeden z obecnych w atomie elektronów może zostać przeniesiony na podpoziom; w efekcie atom przechodzi w stan wzbudzony, a liczba wzrasta liczba niesparowanych elektronów. Taki proces wzbudzenia, któremu towarzyszy „parowanie” elektronów, można przedstawić na poniższym schemacie, na którym stan wzbudzony oznaczony jest gwiazdką obok symbolu pierwiastka:

W zewnętrznej warstwie elektronowej atomu węgla znajdują się teraz cztery niesparowane elektrony; dlatego wzbudzony atom węgla może uczestniczyć w tworzeniu czterech wiązań kowalencyjnych. W tym przypadku wzrostowi liczby utworzonych wiązań kowalencyjnych towarzyszy uwolnienie większej ilości energii niż jest zużywana na wprowadzenie atomu w stan wzbudzony.

Jeżeli wzbudzenie atomu, prowadzące do wzrostu liczby niesparowanych elektronów, wiąże się z bardzo dużymi kosztami energii, to koszty te nie są rekompensowane energią tworzenia nowych wiązań; wtedy taki proces jako całość okazuje się energetycznie niekorzystny. Zatem atomy tlenu i fluoru nie mają wolnych orbitali w zewnętrznej warstwie elektronowej:

Tutaj wzrost liczby niesparowanych elektronów jest możliwy jedynie poprzez przeniesienie jednego z elektronów na kolejny poziom energii, czyli do stanu. Jednak takie przejście wiąże się z bardzo dużym wydatkiem energii, która nie jest pokrywana przez energię uwalnianą w momencie powstania nowych wiązań. Dlatego z powodu niesparowanych elektronów atom tlenu może tworzyć nie więcej niż dwa wiązania kowalencyjne, a atom fluoru może tworzyć tylko jedno. Rzeczywiście, pierwiastki te charakteryzują się stałą kowalencyjnością równą dwa dla tlenu i jedną dla fluoru.

Atomy pierwiastków trzeciego i kolejnych okresów posiadają w zewnętrznej warstwie elektronowej podpoziom, do którego po wzbudzeniu mogą przemieszczać się elektrony s i p warstwy zewnętrznej. Dlatego tutaj pojawiają się dodatkowe możliwości zwiększenia liczby niesparowanych elektronów. Zatem atom chloru, który w stanie niewzbudzonym ma jeden niesparowany elektron,

można przy wydatku pewnej energii przejść w stany wzbudzone charakteryzujące się trzema, pięcioma lub siedmioma niesparowanymi elektronami;

Dlatego w przeciwieństwie do atomu fluoru, atom chloru może brać udział w tworzeniu nie tylko jednego, ale także trzech, pięciu lub siedmiu wiązań kowalencyjnych. Zatem w kwasie chlorawym kowalencja chloru wynosi trzy, w kwasie nadchlorowym pięć, a w kwasie nadchlorowym siedem. Podobnie atom siarki, który również ma niezajęty podpoziom, może przejść w stan wzbudzony z czterema lub sześcioma niesparowanymi elektronami i dlatego bierze udział w tworzeniu nie tylko dwóch, jak tlen, ale także czterech lub sześciu wiązań kowalencyjnych. Może to wyjaśniać istnienie związków, w których siarka wykazuje kowalencję cztery lub sześć.

W wielu przypadkach wiązania kowalencyjne powstają również w wyniku obecności sparowanych elektronów w zewnętrznym polu elektronowym atomu. Rozważmy na przykład strukturę elektronową cząsteczki amoniaku:

Tutaj kropki wskazują elektrony, które pierwotnie należały do atomu azotu, a krzyżyki wskazują te, które pierwotnie należały do atomów wodoru. Z ośmiu zewnętrznych elektronów atomu azotu sześć tworzy trzy wiązania kowalencyjne i są wspólne dla atomu azotu i atomów wodoru. Ale dwa elektrony należą tylko do azotu i tworzą samotną parę elektronów. Taka para elektronów może także brać udział w tworzeniu wiązania kowalencyjnego z innym atomem, jeśli w zewnętrznej warstwie elektronowej tego atomu znajduje się wolny orbital. Niewypełniony orbital - występuje na przykład w atomie wodoru, który jest na ogół pozbawiony elektronów:

Dlatego gdy cząsteczka oddziałuje z jonem wodorowym, powstaje między nimi wiązanie kowalencyjne; samotna para elektronów na atomie azotu zostaje współdzielona między dwoma atomami, co powoduje utworzenie jonu amonowego:

Tutaj powstało wiązanie kowalencyjne z powodu pary elektronów (pary elektronów) i swobodnego orbitalu innego atomu (akceptora pary elektronów), który pierwotnie należał do jednego atomu (dawcy pary elektronów).

Ta metoda tworzenia wiązania kowalencyjnego nazywa się donor-akceptor. W rozważanym przykładzie donorem pary elektronów jest atom azotu, a akceptorem atom wodoru.

Doświadczenie wykazało, że cztery wiązania w jonie amonowym są równoważne pod każdym względem. Wynika z tego, że wiązanie utworzone metodą donor-akceptor nie różni się swoimi właściwościami od wiązania kowalencyjnego utworzonego przez niesparowane elektrony oddziałujących atomów.

Innym przykładem cząsteczki, w której występują wiązania utworzone na zasadzie donor-akceptor, jest cząsteczka tlenku azotu.

Wcześniej wzór strukturalny tego związku przedstawiano następująco:

Zgodnie z tym wzorem centralny atom azotu jest połączony z sąsiednimi atomami pięcioma wiązaniami kowalencyjnymi, tak że jego zewnętrzna warstwa elektronowa zawiera dziesięć elektronów (pięć par elektronów). Ale taki wniosek jest sprzeczny z elektronową strukturą atomu azotu, ponieważ jego zewnętrzna warstwa L zawiera tylko cztery orbitale (jeden orbital s i trzy orbitale p) i nie może pomieścić więcej niż osiem elektronów. Dlatego podanego wzoru strukturalnego nie można uznać za poprawny.

Rozważmy budowę elektronową tlenku azotu, a elektrony poszczególnych atomów będą naprzemiennie oznaczone kropkami lub krzyżykami. Atom tlenu, który ma dwa niesparowane elektrony, tworzy dwa wiązania kowalencyjne z centralnym atomem azotu:

Ze względu na niesparowany elektron pozostający na centralnym atomie azotu, ten ostatni tworzy wiązanie kowalencyjne z drugim atomem azotu:

W ten sposób wypełniane są zewnętrzne warstwy elektroniczne atomu tlenu i centralnego atomu azotu: powstają tutaj stabilne konfiguracje ośmioelektronowe. Ale najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa najbardziej zewnętrznego atomu azotu zawiera tylko sześć elektronów; atom ten może zatem być akceptorem innej pary elektronów. Centralny atom azotu sąsiadujący z nim ma samotną parę elektronów i może działać jako donor.

Prowadzi to do powstania kolejnego wiązania kowalencyjnego pomiędzy atomami azotu metodą donor-akceptor:

Teraz każdy z trzech atomów tworzących cząsteczkę ma stabilną ośmioelektronową strukturę warstwy zewnętrznej. Jeżeli wiązanie kowalencyjne utworzone metodą donor-akceptor oznaczono, jak to zwykle bywa, strzałką skierowaną od atomu donora do atomu akceptora, wówczas wzór strukturalny tlenku azotu (I) można przedstawić w następujący sposób:

Zatem w tlenku azotu kowalencja centralnego atomu azotu wynosi cztery, a najbardziej zewnętrznego - dwa.

Rozważane przykłady pokazują, że atomy mają różnorodne możliwości tworzenia wiązań kowalencyjnych. Te ostatnie mogą powstać w wyniku niesparowanych elektronów niewzbudnego atomu, a także w wyniku pojawienia się niesparowanych elektronów w wyniku wzbudzenia atomu („parowania” par elektronów) i wreszcie metodą donor-akceptor. Jednakże całkowita liczba wiązań kowalencyjnych, jakie może utworzyć dany atom, jest ograniczona. Wyznaczana jest przez całkowitą liczbę orbitali walencyjnych, czyli takich, których wykorzystanie do tworzenia wiązań kowalencyjnych okazuje się energetycznie korzystne. Obliczenia mechaniki kwantowej pokazują, że podobne orbitale obejmują orbitale s i p zewnętrznej warstwy elektronowej oraz orbitale -orbitale poprzedniej warstwy; w niektórych przypadkach, jak widzieliśmy na przykładach atomów chloru i siarki, orbitale - warstwy zewnętrznej można również wykorzystać jako orbitale walencyjne.

Atomy wszystkich pierwiastków drugiego okresu mają cztery orbitale w zewnętrznej warstwie elektronowej, a w warstwie poprzedniej nie mają żadnych orbitali. W rezultacie orbitale walencyjne tych atomów mogą pomieścić nie więcej niż osiem elektronów. Oznacza to, że maksymalna kowalencja pierwiastków w drugim okresie wynosi cztery.

Atomy pierwiastków trzeciego i kolejnych okresów mogą wykorzystywać nie tylko orbitale s i orbitale, ale także orbitale do tworzenia wiązań kowalencyjnych. Znane są związki pierwiastków, w których w tworzeniu wiązań kowalencyjnych biorą udział orbitale s i p zewnętrznej warstwy elektronowej oraz wszystkie pięć orbitali warstwy poprzedniej; w takich przypadkach kowalencja odpowiedniego elementu osiąga dziewięć.

Zdolność atomów do uczestniczenia w tworzeniu ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych nazywa się nasyceniem wiązania kowalencyjnego.

POŚREDNIE PRODUKTY RADIOLIZY

Kiedy promieniowanie jonizujące działa na dowolny układ, w wyniku jonizacji i wzbudzenia powstają produkty pośrednie. Należą do nich elektrony (stermalizowane i solwatowane, niedowzbudzone elektrony itp.), jony (kationy i aniony rodnikowe, karboaniony, karbokationy itp.), wolne rodniki i atomy, wzbudzone cząstki itp. Z reguły w zwykłych warunkach te produkty charakteryzują się dużą reaktywnością i dlatego są krótkotrwałe. Szybko oddziałują z substancją i powodują powstawanie końcowych (stabilnych) produktów radiolizy.

Wzbudzone cząstki. Wzbudzenie jest jednym z głównych procesów oddziaływania promieniowania jonizującego z materią. W wyniku tego procesu powstają wzbudzone cząstki (cząsteczki, atomy i jony). W nich elektron znajduje się na jednym z poziomów elektronowych powyżej stanu podstawowego, pozostając związany z resztą (tj. dziurą) cząsteczki, atomu lub jonu. Oczywiście po wzbudzeniu cząstka pozostaje taka sama. Cząstki wzbudzone powstają także w niektórych procesach wtórnych: podczas neutralizacji jonów, podczas przenoszenia energii itp. Odgrywają znaczącą rolę w radiolizie różnych układów (węglowodory alifatyczne, a zwłaszcza aromatyczne, gazy itp.).

Rodzaje wzbudzonych cząsteczek. Wzbudzone cząstki zawierają dwa niesparowane elektrony na różnych orbitali. Spiny tych elektronów mogą być zorientowane tak samo (równolegle) lub przeciwnie (antyrównolegle). Takie wzbudzone cząstki to odpowiednio triplet i singlet.

Kiedy substancja jest wystawiona na działanie promieniowania jonizującego, stany wzbudzone powstają w wyniku następujących głównych procesów:

1) z bezpośrednim wzbudzeniem cząsteczek substancji przez promieniowanie (wzbudzenie pierwotne),

2) podczas neutralizacji jonów,

3) gdy energia jest przenoszona ze wzbudzonych cząsteczek matrycy (lub rozpuszczalnika) na cząsteczki dodatku (lub substancji rozpuszczonej)

4) podczas oddziaływania cząsteczek dodatku lub rozpuszczonej substancji z elektronami niedowzbudzenia.

Jony. Procesy jonizacji odgrywają ważną rolę w chemii radiacyjnej. Z reguły zużywają ponad połowę energii promieniowania jonizującego pochłoniętego przez substancję.

Do chwili obecnej zgromadzono obszerny materiał, głównie wykorzystując metody spektroskopii fotoelektronów i spektrometrii mas, na temat cech procesów jonizacji, budowy elektronowej jonów dodatnich, ich stabilności, sposobów zanikania itp.

W procesie jonizacji powstają jony dodatnie. Rozróżnia się jonizację bezpośrednią i autojonizację. Jonizację bezpośrednią opisuje następujące równanie ogólne (M to cząsteczka napromieniowanej substancji):

Jony M+ są zwykle nazywane jonami dodatnimi matki. Należą do nich np. H 2 0 + , NH 3 i CH 3 OH + , które powstają podczas radiolizy odpowiednio wody, amoniaku i metanolu.

Elektrony. Jak już wspomniano, w procesach jonizacji powstają elektrony wtórne wraz z jonami dodatnimi. Elektrony te, zużywszy swoją energię na różne procesy (jonizacja, wzbudzenie, relaksacja dipolowa, wzbudzenie drgań molekularnych itp.), ulegają termizacji. Te ostatnie biorą udział w różnorodnych procesach chemicznych i fizyczno-chemicznych, których rodzaj często zależy od charakteru środowiska. Podkreślamy również, że w niektórych procesach chemicznych i fizykochemicznych (wzbudzanie cząsteczek dodatków, reakcje wychwytu itp.) w pewnych warunkach biorą udział niedowzbudzone elektrony.

Solwatowane elektrony. W cieczach niereaktywnych lub słabo reaktywnych względem elektronów (woda, alkohole, amoniak, aminy, etery, węglowodory itp.) elektrony po spowolnieniu są wychwytywane przez ośrodek, ulegając solwatacji (w wodzie - uwodnionej ). Możliwe jest, że wychwytywanie rozpocznie się, gdy elektron będzie miał jeszcze pewną nadwyżkę energii (poniżej 1 eV). Procesy solwatacji zależą od charakteru rozpuszczalnika i różnią się znacznie, na przykład dla cieczy polarnych i niepolarnych.

Wolne rodniki. Podczas radiolizy niemal każdego układu wolne rodniki pojawiają się jako produkty pośrednie. Należą do nich atomy, cząsteczki i jony, które mają jeden lub więcej niesparowanych elektronów zdolnych do tworzenia wiązań chemicznych.

Obecność niesparowanego elektronu jest zwykle oznaczana kropką we wzorze chemicznym wolnego rodnika (najczęściej nad atomem z takim elektronem). Na przykład wolnym rodnikiem metylowym jest CH 3 - Kropki z reguły nie są umieszczane w przypadku prostych wolnych rodników (H, C1, OH itp.). Często pomija się słowo „wolny” i cząstki te nazywa się po prostu rodnikami. Rodniki posiadające ładunek nazywane są jonami rodnikowymi. Jeżeli ładunek jest ujemny, to jest to rodnik anionowy; jeśli ładunek jest dodatni, to jest to kation rodnikowy. Oczywiście solwatowany elektron można uznać za najprostszy anion rodnikowy.

W radiolizie prekursorami wolnych rodników są jony i wzbudzone cząsteczki. Główne procesy prowadzące do ich powstania są następujące:

1) reakcje jonowo-molekularne z udziałem jonów rodnikowych i cząsteczek elektrycznie obojętnych

2) fragmentacja jonu rodnikowego dodatniego z utworzeniem wolnego rodnika i jonu o parzystej liczbie sparowanych elektronów

3) proste lub dysocjacyjne dodanie elektronu do elektrycznie obojętnej cząsteczki lub jonu ze sparowanymi elektronami;

4) rozpad wzbudzonej cząsteczki na dwa wolne rodniki (reakcje typu);

5) reakcje wzbudzonych cząstek z innymi cząsteczkami (na przykład reakcje z przeniesieniem ładunku lub atomu wodoru).

Sparowane elektrony

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty, a jeśli są dwa, to to sparowane elektrony.

Cztery liczby kwantowe n, l, m, m s całkowicie charakteryzują stan energetyczny elektronu w atomie.

Rozważając budowę powłoki elektronowej atomów wieloelektronowych różnych pierwiastków, należy wziąć pod uwagę trzy główne postanowienia:

· zasada Pauliego,

· zasada najmniejszej energii,

Reguła Hunda.

Według Zasada Pauliego Atom nie może mieć dwóch elektronów o tych samych wartościach wszystkich czterech liczb kwantowych.

Zasada Pauliego określa maksymalną liczbę elektronów na jednym orbicie, poziomie i podpoziomie. Ponieważ AO charakteryzuje się trzema liczbami kwantowymi N, l, M, wówczas elektrony danego orbitalu mogą różnić się jedynie spinową liczbą kwantową SM. Ale spinowa liczba kwantowa SM może mieć tylko dwie wartości + 1/2 i – 1/2. W związku z tym jeden orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o różnych wartościach spinowych liczb kwantowych.

Ryż. 4.6. Maksymalna pojemność jednego orbitalu wynosi 2 elektrony.

Maksymalna liczba elektronów na poziomie energetycznym jest zdefiniowana jako 2 N 2, a na podpoziomie – jak 2(2 l+ 1). Maksymalną liczbę elektronów znajdujących się na różnych poziomach i podpoziomach podano w tabeli. 4.1.

Tabela 4.1.

Maksymalna liczba elektronów na poziomach i podpoziomach kwantowych

Poziom energii	Podpoziom energii	Możliwe wartości magnetycznej liczby kwantowej M	Liczba orbitali na	Maksymalna liczba elektronów na
podpoziom	poziom	podpoziom	poziom
K (N=1)	S (l=0)
L (N=2)	S (l=0) P (l=1)	–1, 0, 1
M (N=3)	S (l=0) P (l=1) D (l=2)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
N (N=4)	S (l=0) P (l=1) D (l=2) F (l=3)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

Kolejność wypełniania orbitali elektronami odbywa się zgodnie z zasada najmniejszej energii .

Zgodnie z zasadą najmniejszej energii elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii.

Ustalana jest kolejność wypełniania orbitali Reguła Klechkowskiego: wzrost energii i odpowiednio wypełnienie orbitali następuje w kolejności rosnącej sumy głównych i orbitalnych liczb kwantowych (n + l), a jeśli suma jest równa (n + l) - w kolejności rosnącej głównej liczba kwantowa r.

Na przykład energia elektronu na podpoziomie 4s jest mniejsza niż na podpoziomie 3 D, ponieważ w pierwszym przypadku kwota N+ l = 4 + 0 = 4 (pamiętaj o tym dla S-wartość podpoziomu orbitalnej liczby kwantowej l= = 0), a w drugim N+ l = 3 + 2 = 5 ( D- podpoziom, l= 2). Dlatego podpoziom 4 jest wypełniany jako pierwszy S, a następnie 3 D(patrz ryc. 4.8).

Na 3 podpoziomach D (N = 3, l = 2) , 4R (N = 4, l= 1) i 5 S (N = 5, l= 0) suma wartości P I l są identyczne i równe 5. W przypadku równych wartości sum N I l w pierwszej kolejności wypełniany jest podpoziom z wartością minimalną N, tj. podpoziom 3 D.

Zgodnie z regułą Klechkowskiego energia orbitali atomowych rośnie w szeregu:

1S < 2S < 2R < 3S < 3R < 4S < 3D < 4R < 5S < 4D < 5P < 6S < 5D »

„4 F < 6P < 7S….

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony jako ostatni, wszystkie pierwiastki chemiczne dzielą się na 4 rodzina elektroniczna : s-, p-, d-, f-elementy.

4 4d

3 4s

1 2S

Poziomy Podpoziomy

Ryż. 4.8. Energia orbitali atomowych.

Nazywa się elementy, których atomy jako ostatnie wypełniają podpoziom s poziomu zewnętrznego elementy S . U S-elementy walencyjne to s-elektrony zewnętrznego poziomu energii.

U elementy p Podwarstwa p warstwy zewnętrznej jest wypełniana jako ostatnia. Ich elektrony walencyjne znajdują się na P- I S-podpoziomy poziomu zewnętrznego. U D-elementy są wypełniane jako ostatnie D-podpoziom poziomu przedzewnętrznego i wartościowości S-elektrony zewnętrzne i D-elektrony przedzewnętrznych poziomów energii.

U elementy f ostatni do wypełnienia F-podpoziom trzeciego zewnętrznego poziomu energii.

Ustalana jest kolejność rozmieszczenia elektronów w obrębie jednego podpoziomu Reguła Hunda:

w podpoziomie elektrony są rozmieszczone w taki sposób, że suma ich spinowych liczb kwantowych ma maksymalną wartość bezwzględną.

Inaczej mówiąc, orbitale danego podpoziomu zapełniane są najpierw przez jeden elektron o tej samej wartości spinowej liczby kwantowej, a następnie przez drugi elektron o przeciwnej wartości.

Przykładowo, jeśli konieczne będzie rozprowadzenie 3 elektronów w trzech komórkach kwantowych, wówczas każda z nich będzie zlokalizowana w osobnej komórce, tj. zajmują oddzielny orbital:

∑SM= ½ – ½ + ½ = ½.

Porządek rozkładu elektronów pomiędzy poziomami i podpoziomami energii w powłoce atomu nazywany jest jego konfiguracją elektronową lub formułą elektronową. Uspokajający elektroniczna Konfiguracja numer poziom energii (główna liczba kwantowa) oznaczona jest cyframi 1, 2, 3, 4..., podpoziom (orbitalna liczba kwantowa) – literami S, P, D, F. Liczba elektronów na podpoziomie jest wskazywana przez liczbę zapisaną w górnej części symbolu podpoziomu.

Konfigurację elektronową atomu można przedstawić jako tzw elektronowa formuła graficzna. To jest schemat rozmieszczenia elektronów w komórkach kwantowych, który jest graficzną reprezentacją orbitalu atomowego. Każda komórka kwantowa może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o różnych liczbach kwantowych spinu.

Aby utworzyć formułę elektroniczną lub elektroniczno-graficzną dla dowolnego elementu, powinieneś wiedzieć:

1. Numer seryjny elementu tj. ładunek jego jądra i odpowiadająca mu liczba elektronów w atomie.

2. Numer okresu, który określa liczbę poziomów energetycznych atomu.

3. Liczby kwantowe i związki między nimi.

Na przykład atom wodoru o liczbie atomowej 1 ma 1 elektron. Wodór jest pierwiastkiem pierwszego okresu, zatem jedyny elektron zajmuje ten znajdujący się na pierwszym poziomie energetycznym S-orbita o najniższej energii. Elektronowa formuła atomu wodoru będzie następująca:

1 N 1 S 1 .

Elektroniczna formuła graficzna wodoru będzie wyglądać następująco:

Wzory elektroniczne i elektronowo-graficzne atomu helu:

2 Nie 1 S 2

2 Nie 1 S

odzwierciedlają kompletność powłoki elektronicznej, która decyduje o jej stabilności. Hel jest gazem szlachetnym charakteryzującym się dużą stabilnością chemiczną (obojętnością).

Atom litu 3 Li ma 3 elektrony, jest pierwiastkiem II okresu, co oznacza, że elektrony znajdują się na 2 poziomach energetycznych. Wypełniają się dwa elektrony S- podpoziom pierwszego poziomu energetycznego, na którym znajduje się trzeci elektron S- podpoziom drugiego poziomu energetycznego:

3 Li 1 S 2 2S 1

Walencja I

Atom litu ma elektron znajdujący się w pozycji 2 S-podpoziom, jest słabiej związany z jądrem niż elektrony pierwszego poziomu energetycznego, dlatego w reakcjach chemicznych atom litu może łatwo oddać ten elektron, zamieniając się w jon Li + ( i on -cząstka naładowana elektrycznie ). W tym przypadku jon litu uzyskuje stabilną kompletną powłokę helu w postaci gazu szlachetnego:

3 Li + 1 S 2 .

Należy zauważyć że, określa liczbę niesparowanych (pojedynczych) elektronów wartościowość elementu , tj. jego zdolność do tworzenia wiązań chemicznych z innymi pierwiastkami.

Zatem atom litu ma jeden niesparowany elektron, co określa jego wartościowość równą jedności.

Wzór elektroniczny atomu berylu:

4 Bądź 1s 2 2s 2 .

Elektronowy wzór graficzny atomu berylu:

2 Głównie wartościowość

Stan wynosi 0

Elektrony poziomu 2 berylu są łatwiejsze do usunięcia niż inne. S 2, tworząc jon Be +2:

Można zauważyć, że atom helu oraz jony litu 3 Li + i berylu 4 Be +2 mają tę samą strukturę elektronową, tj. charakteryzują się struktura izoelektroniczna.

Właściwości magnetyczne atomu

Elektron ma swój własny Moment magnetyczny, który jest kwantowany w kierunku równoległym lub przeciwnym do przyłożonego pola magnetycznego. Jeśli dwa elektrony zajmujące ten sam orbital mają przeciwnie skierowane spiny (zgodnie z zasadą Pauliego), to znoszą się one. W tym przypadku mówimy, że elektrony sparowany. Atomy posiadające tylko sparowane elektrony są wypychane z pola magnetycznego. Takie atomy nazywane są diamagnetyczny. Atomy posiadające jeden lub więcej niesparowanych elektronów są przyciągane do pola magnetycznego. Οʜᴎ nazywane są diamagnetykami.

Moment magnetyczny atomu, charakteryzujący intensywność oddziaływania atomu z polem magnetycznym, jest praktycznie proporcjonalny do liczby niesparowanych elektronów.

Cechy struktury elektronowej atomów różnych pierwiastków znajdują odzwierciedlenie w takich charakterystykach energetycznych, jak energia jonizacji i powinowactwo elektronowe.

Energia (potencjał) jonizacji atomu E ja jest minimalną energią potrzebną do usunięcia elektronu z atomu do nieskończoności, zgodnie z równaniem

X = X + + mi −

W zmianie pierwszych potencjałów jonizacji odpowiadających usunięciu jednego elektronu z atomów okresowość wyraża się wyraźnie wraz ze wzrostem liczby atomowej:

Rysunek 13

Kolejność abstrakcji elektronów jest zwykle odwrotną kolejnością wypełniania orbitali elektronami zgodnie z zasadą minimalnej energii. Co więcej, elementy, które są zaludnione D-orbitale są wyjątkami - po pierwsze nie tracą D-, A S-elektrony.

- Energia jonizacji

Właściwości magnetyczne atomu Elektron ma swój własny moment magnetyczny, który jest kwantowany w kierunku równoległym lub przeciwnym do przyłożonego pola magnetycznego. Jeśli dwa elektrony zajmujące ten sam orbital mają przeciwne spiny... [czytaj więcej]

- Energia jonizacji

Proces jonizacji wyraża się schematem: E – n En+. Co więcej, jonizacja może zachodzić wielokrotnie. Jonizacja atomu określa zdolność atomu do oddania elektronu i poddania się utlenianiu. Ta właściwość (ejonizacja) określa charakter i siłę wiązania chemicznego. Proces... [czytaj więcej]

- Energia jonizacji atomów.

Charakterystyka atomu. Zasilanie do samoweryfikacji Mowy, które nie rozkładają się na jony i nie przewodzą prądu elektrycznego, nazywane są nieelektrolitami. Elektrolity i nieelektrolity Podobno w słowach rozdrobnionych czy stopionych są tylko słowa... [czytaj więcej]

- Okresowy charakter zmian właściwości atomów pierwiastków: promień, energia jonizacji, energia powinowactwa elektronowego, elektroujemność względna.

Aby opisać charakterystykę energetyczną elektronu w atomie, należy wskazać wartości czterech liczb kwantowych: głównej, wtórnej, magnetycznej i spinowej. Przyjrzyjmy się im osobno. 1) Główna liczba kwantowa „n” charakteryzuje energię elektronu w atomie,...

Spodobał Ci się artykuł? Udostępnij to

Wydrukuj ten artykuł