Aplikácia ionizácie na odstránenie prchavých organických zlúčenín (VOC) zo vzduchu. Chémia Proces ionizácie nepárových elektrónov
Štruktúra atómu určuje jeho polomer, ionizačnú energiu, elektrónovú afinitu, elektronegativitu a ďalšie parametre atómu. Elektronické obaly atómov určujú optické, elektrické, magnetické a hlavne chemické vlastnosti atómov a molekúl, ako aj väčšinu vlastností pevných látok.
Magnetické vlastnosti atómu
Elektrón má svoj vlastný magnetický moment, ktorý je kvantovaný v smere rovnobežnom alebo opačnom k aplikovanému magnetickému poľu. Ak dva elektróny okupujúce rovnaký orbitál majú opačné spiny (podľa Pauliho princípu), potom sa navzájom rušia. V tomto prípade hovoríme, že elektróny spárované. Atómy s iba spárovanými elektrónmi sú vytlačené z magnetického poľa. Takéto atómy sa nazývajú diamagnetické. Atómy, ktoré majú jeden alebo viac nepárových elektrónov, sú vťahované do magnetického poľa. Nazývajú sa diamagnetické.
Magnetický moment atómu, ktorý charakterizuje intenzitu interakcie atómu s magnetickým poľom, je prakticky úmerný počtu nespárovaných elektrónov.
Vlastnosti elektronickej štruktúry atómov rôznych prvkov sa odrážajú v takých energetických charakteristikách, ako je ionizačná energia a elektrónová afinita.
Ionizačná energia
Energia (potenciál) ionizácie atómu E i je minimálna energia potrebná na odstránenie elektrónu z atómu do nekonečna podľa rovnice
X = X++ e −
Jeho hodnoty sú známe pre atómy všetkých prvkov periodickej tabuľky. Napríklad ionizačná energia atómu vodíka zodpovedá prechodu elektrónu z 1 s-energetická podhladina (−1312,1 kJ/mol) do podhladiny s nulovou energiou a rovná sa +1312,1 kJ/mol.
Pri zmene prvých ionizačných potenciálov zodpovedajúcich odstráneniu jedného elektrónu atómov je periodicita jasne vyjadrená so zvyšujúcim sa atómovým číslom:
Pri pohybe zľava doprava cez periódu sa ionizačná energia, všeobecne povedané, postupne zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom v skupine, klesá. Alkalické kovy majú minimálny prvý ionizačný potenciál a vzácne plyny maximum.
Pre ten istý atóm sa druhá, tretia a nasledujúca ionizačná energia vždy zvyšuje, pretože z kladne nabitého iónu musí byť odstránený elektrón. Napríklad pre atóm lítia je prvá, druhá a tretia ionizačná energia 520,3, 7298,1 a 11814,9 kJ/mol.
Postupnosť abstrakcie elektrónov je zvyčajne obrátená postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi v súlade s princípom minimálnej energie. Avšak prvky, ktoré sú osídlené d-orbitaly su vynimky - v prvom rade nestrataju d-, A s-elektróny.
Elektrónová afinita
Atómová elektrónová afinita A e je schopnosť atómov pripojiť ďalší elektrón a zmeniť sa na negatívny ión. Meradlom elektrónovej afinity je uvoľnená alebo absorbovaná energia. Elektrónová afinita sa rovná ionizačnej energii záporného iónu X −:
X - = X + e −
Atómy halogénu majú najväčšiu elektrónovú afinitu. Napríklad pre atóm fluóru je pridanie elektrónu sprevádzané uvoľnením 327,9 kJ/mol energie. Pre množstvo prvkov je elektrónová afinita blízka nule alebo záporná, čo znamená absenciu stabilného aniónu pre tento prvok.
Typicky sa elektrónová afinita atómov rôznych prvkov znižuje paralelne so zvýšením ich ionizačnej energie. Pre niektoré dvojice prvkov však existujú výnimky:
| Element | Ei kJ/mol | A e kJ/mol |
| F | 1681 | −238 |
| Cl | 1251 | −349 |
| N | 1402 | 7 |
| P | 1012 | −71 |
| O | 1314 | −141 |
| S | 1000 | −200 |
Vysvetlenie je možné na základe menších veľkostí prvých atómov a väčšieho odpudzovania elektrónov a elektrónov v nich.
Elektronegativita
Elektronegativita charakterizuje schopnosť atómu chemického prvku posunúť elektrónový oblak v jeho smere pri vytváraní chemickej väzby (smerom k prvku s vyššou elektronegativitou). Americký fyzik Mulliken navrhol definovať elektronegativitu ako aritmetický priemer medzi ionizačným potenciálom a elektrónovou afinitou:
χ = 1/2 ( Ei + A e)
Problém pri použití tejto metódy spočíva v tom, že elektrónové afinity nie sú známe pre všetky prvky.
Ako už bolo spomenuté, spoločný elektrónový pár, ktorý vykonáva kovalentnú väzbu, môže byť vytvorený v dôsledku nespárovaných elektrónov prítomných v nevybudených interagujúcich atómoch. Deje sa tak napríklad pri tvorbe molekúl ako napr. Tu má každý atóm jeden nepárový elektrón; Pri interakcii dvoch takýchto atómov vzniká spoločný elektrónový pár – vzniká kovalentná väzba.
Neexcitovaný atóm dusíka má tri nepárové elektróny:
V dôsledku nespárovaných elektrónov sa atóm dusíka môže podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. To sa deje napríklad v molekulách alebo v ktorých je kovalencia dusíka 3.
Počet kovalentných väzieb však môže byť väčší ako počet odparených elektrónov dostupných pre neexcitovaný atóm. Vonkajšia elektronická vrstva atómu uhlíka má teda v normálnom stave štruktúru, ktorá je znázornená na diagrame:
Vďaka dostupným nepárovým elektrónom môže atóm uhlíka tvoriť dve kovalentné väzby. Medzitým je uhlík charakterizovaný zlúčeninami, v ktorých je každý z jeho atómov spojený so susednými atómami štyrmi kovalentnými väzbami (napríklad atď.). Ukazuje sa, že je to možné vďaka tomu, že s vynaložením určitej energie môže byť jeden z -elektrónov prítomných v atóme prenesený do podúrovne, v dôsledku čoho sa atóm dostane do excitovaného stavu a počet pribúda nepárových elektrónov. Takýto proces budenia sprevádzaný „párovaním“ elektrónov môže byť znázornený nasledujúcim diagramom, v ktorom je excitovaný stav označený hviezdičkou vedľa symbolu prvku:
Vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu uhlíka sú teraz štyri nepárové elektróny; preto sa excitovaný atóm uhlíka môže podieľať na tvorbe štyroch kovalentných väzieb. V tomto prípade je zvýšenie počtu vytvorených kovalentných väzieb sprevádzané uvoľnením väčšieho množstva energie, ako je vynaložené na prenos atómu do excitovaného stavu.
Ak je excitácia atómu, ktorá vedie k zvýšeniu počtu nespárovaných elektrónov, spojená s veľmi veľkými nákladmi na energiu, potom tieto náklady nie sú kompenzované energiou tvorby nových väzieb; potom sa takýto proces ako celok ukazuje ako energeticky nepriaznivý. Atómy kyslíka a fluóru teda nemajú vo vonkajšej elektrónovej vrstve voľné orbitály:
Tu je zvýšenie počtu nepárových elektrónov možné len prenesením jedného z elektrónov na ďalšiu energetickú hladinu, teda do stavu. Takýto prechod je však spojený s veľmi veľkým výdajom energie, ktorý nie je pokrytý energiou uvoľnenou pri vzniku nových väzieb. Preto v dôsledku nespárovaných elektrónov môže atóm kyslíka vytvoriť nie viac ako dve kovalentné väzby a atóm fluóru môže vytvoriť iba jednu. Tieto prvky sa skutočne vyznačujú konštantnou kovalenciou rovnajúcou sa dvom pre kyslík a jednej pre fluór.
Atómy prvkov tretej a nasledujúcich periód majú vo vonkajšej elektrónovej vrstve -podúroveň, do ktorej sa môžu pri budení pohybovať s- a p-elektróny vonkajšej vrstvy. Preto tu vznikajú ďalšie príležitosti na zvýšenie počtu nepárových elektrónov. Teda atóm chlóru, ktorý má v neexcitovanom stave jeden nespárovaný elektrón,
môže sa s vynaložením určitej energie preniesť do excitovaných stavov charakterizovaných tromi, piatimi alebo siedmimi nepárovými elektrónmi;
Preto sa na rozdiel od atómu fluóru môže atóm chlóru podieľať na tvorbe nielen jednej, ale aj troch, piatich alebo siedmich kovalentných väzieb. V kyseline chlórnej je teda kovalencia chlóru tri, v kyseline chloristej päť a v kyseline chloristej sedem. Podobne atóm síry, ktorý má tiež neobsadenú -podúroveň, môže prejsť do excitovaných stavov so štyrmi alebo šiestimi nepárovými elektrónmi, a preto sa podieľať na tvorbe nielen dvoch, ako je kyslík, ale aj štyroch alebo šiestich kovalentných väzieb. To môže vysvetliť existenciu zlúčenín, v ktorých síra vykazuje kovalenciu štyri alebo šesť.
V mnohých prípadoch kovalentné väzby vznikajú aj v dôsledku spárovaných elektrónov prítomných vo vonkajšom elektronickom poli atómu. Zvážte napríklad elektrónovú štruktúru molekuly amoniaku:
Tu bodky označujú elektróny, ktoré pôvodne patrili atómu dusíka, a krížiky označujú tie, ktoré pôvodne patrili atómom vodíka. Z ôsmich vonkajších elektrónov atómu dusíka tvorí šesť tri kovalentné väzby a sú spoločné pre atóm dusíka a atómy vodíka. Ale dva elektróny patria iba dusíku a tvoria osamelý elektrónový pár. Takýto elektrónový pár sa môže podieľať aj na tvorbe kovalentnej väzby s iným atómom, ak je vo vonkajšej elektrónovej vrstve tohto atómu voľný orbitál. Nevyplnený orbitál je prítomný napríklad vo vodíkovom none, ktorý je vo všeobecnosti bez elektrónov:
Preto, keď molekula interaguje s vodíkovým iónom, vzniká medzi nimi kovalentná väzba; osamelý pár elektrónov na atóme dusíka sa rozdelí medzi dva atómy, čo vedie k vytvoreniu amónneho iónu:
Tu vznikla kovalentná väzba v dôsledku páru elektrónov (elektrónový pár) a voľného orbitálu iného atómu (akceptor elektrónového páru), ktorý pôvodne patril jednému atómu (donor elektrónového páru).
Tento spôsob tvorby kovalentnej väzby sa nazýva donor-akceptor. V uvažovanom príklade je donorom elektrónového páru atóm dusíka a akceptorom je atóm vodíka.
Skúsenosti ukázali, že štyri väzby v amónnom ióne sú ekvivalentné vo všetkých ohľadoch. Z toho vyplýva, že väzba vytvorená metódou donor-akceptor sa svojimi vlastnosťami nelíši od kovalentnej väzby vytvorenej nespárovanými elektrónmi interagujúcich atómov.
Ďalším príkladom molekuly, v ktorej sú väzby vytvorené spôsobom donor-akceptor, je molekula oxidu dusnatého.
Predtým bol štruktúrny vzorec tejto zlúčeniny znázornený takto:
Podľa tohto vzorca je centrálny atóm dusíka spojený so susednými atómami piatimi kovalentnými väzbami, takže jeho vonkajšia elektrónová vrstva obsahuje desať elektrónov (päť elektrónových párov). Takýto záver je však v rozpore s elektrónovou štruktúrou atómu dusíka, pretože jeho vonkajšia L-vrstva obsahuje iba štyri orbitály (jeden s- a tri p-orbitály) a nemôže pojať viac ako osem elektrónov. Daný štruktúrny vzorec preto nemožno považovať za správny.
Zoberme si elektrónovú štruktúru oxidu dusíka a elektróny jednotlivých atómov budú striedavo označené bodkami alebo krížikmi. Atóm kyslíka, ktorý má dva nepárové elektróny, tvorí dve kovalentné väzby s centrálnym atómom dusíka:
V dôsledku nespárovaného elektrónu, ktorý zostáva na centrálnom atóme dusíka, tento vytvára kovalentnú väzbu s druhým atómom dusíka:
Vonkajšie elektrónové vrstvy atómu kyslíka a centrálneho atómu dusíka sú teda vyplnené: vytvárajú sa tu stabilné osemelektrónové konfigurácie. Ale najvzdialenejšia elektrónová vrstva najvzdialenejšieho atómu dusíka obsahuje iba šesť elektrónov; tento atóm teda môže byť akceptorom iného elektrónového páru. Centrálny atóm dusíka susediaci s ním má osamelý elektrónový pár a môže pôsobiť ako donor.
To vedie k vytvoreniu ďalšej kovalentnej väzby medzi atómami dusíka metódou donor-akceptor:
Teraz má každý z troch atómov, ktoré tvoria molekulu, stabilnú osemelektrónovú štruktúru vonkajšej vrstvy. Ak je kovalentná väzba vytvorená metódou donor-akceptor označená, ako je obvyklé, šípkou smerujúcou od atómu donoru k atómu akceptora, potom štruktúrny vzorec oxidu dusnatého (I) môže byť znázornený takto:
V oxide dusnatém je teda kovalencia centrálneho atómu dusíka štyri a najvzdialenejší atóm dva.
Uvažované príklady ukazujú, že atómy majú rôzne možnosti tvorby kovalentných väzieb. Ten môže byť vytvorený v dôsledku nespárovaných elektrónov neexcitovaného atómu a v dôsledku nespárovaných elektrónov, ktoré sa objavujú v dôsledku excitácie atómu („párovanie“ elektrónových párov) a nakoniec metódou donor-akceptor. Celkový počet kovalentných väzieb, ktoré môže daný atóm vytvoriť, je však obmedzený. Je určená celkovým počtom valenčných orbitálov, teda tých orbitálov, ktorých využitie na tvorbu kovalentných väzieb sa ukazuje ako energeticky výhodné. Kvantovo-mechanické výpočty ukazujú, že podobné orbitály zahŕňajú s- a p-orbitály vonkajšej elektrónovej vrstvy a -orbitály predchádzajúcej vrstvy; v niektorých prípadoch, ako sme videli na príkladoch atómov chlóru a síry, môžu byť -orbitály vonkajšej vrstvy tiež použité ako valenčné orbitály.
Atómy všetkých prvkov druhej periódy majú vo vonkajšej elektrónovej vrstve štyri orbitály, pričom v predchádzajúcej vrstve nie sú žiadne -orbitály. V dôsledku toho môžu valenčné orbitály týchto atómov pojať nie viac ako osem elektrónov. To znamená, že maximálna kovalentnosť prvkov v druhej perióde je štyri.
Atómy prvkov tretej a nasledujúcej periódy môžu na tvorbu kovalentných väzieb využívať nielen s- a orbitály, ale aj - orbitály. Sú známe zlúčeniny -prvkov, v ktorých sa na tvorbe kovalentných väzieb podieľajú s- a p-orbitály vonkajšej elektrónovej vrstvy a všetkých päť -orbitálov predchádzajúcej vrstvy; v takýchto prípadoch kovalencia zodpovedajúceho prvku dosahuje deväť.
Schopnosť atómov podieľať sa na tvorbe obmedzeného počtu kovalentných väzieb sa nazýva saturácia kovalentnej väzby.
MEDZIPRODUKTY RÁDIOLÝZY
Pri pôsobení ionizujúceho žiarenia na akýkoľvek systém vznikajú v dôsledku ionizácie a excitácie medziprodukty. Patria sem elektróny (termalizované a solvatované, podexcitované elektróny atď.), ióny (radikálové katióny a anióny, karbanióny, karbokationty atď.), voľné radikály a atómy, excitované častice atď. produkty sa vyznačujú vysokou reaktivitou, a preto majú krátku životnosť. Rýchlo interagujú s látkou a spôsobujú tvorbu konečných (stabilných) produktov rádiolýzy.
Vzrušené častice. Excitácia je jedným z hlavných procesov interakcie ionizujúceho žiarenia s hmotou. V dôsledku tohto procesu vznikajú excitované častice (molekuly, atómy a ióny). V nich je elektrón umiestnený v jednej z elektronických úrovní nad základným stavom a zostáva spojený so zvyškom (t. j. dierou) molekuly, atómu alebo iónu. Je zrejmé, že po excitácii častica zostáva ako taká. Excitované častice vznikajú aj pri niektorých sekundárnych procesoch: pri neutralizácii iónov, pri prenose energie a pod. Významne sa podieľajú na rádiolýze rôznych systémov (alifatické a najmä aromatické uhľovodíky, plyny a pod.).
Typy excitovaných molekúl. Excitované častice obsahujú dva nepárové elektróny v rôznych orbitáloch. Spiny týchto elektrónov môžu byť orientované rovnako (paralelné) alebo opačne (antiparalelné). Takéto excitované častice sú tripletové a singletové.
Keď je látka vystavená ionizujúcemu žiareniu, vznikajú excitované stavy v dôsledku týchto hlavných procesov:
1) s priamou excitáciou molekúl látky žiarením (primárna excitácia),
2) pri neutralizácii iónov,
3) keď sa energia prenáša z excitovaných molekúl matrice (alebo rozpúšťadla) na molekuly aditíva (alebo rozpustenej látky)
4) počas interakcie molekúl aditíva alebo rozpustenej látky s podexcitačnými elektrónmi.
Ióny. Ionizačné procesy hrajú dôležitú úlohu v radiačnej chémii. Spravidla spotrebujú viac ako polovicu energie ionizujúceho žiarenia absorbovaného látkou.
Doteraz sa nahromadil rozsiahly materiál, najmä pomocou metód fotoelektrónovej spektroskopie a hmotnostnej spektrometrie, o vlastnostiach ionizačných procesov, o elektrónovej štruktúre kladných iónov, ich stabilite, spôsoboch miznutia atď.
Počas procesu ionizácie sa tvoria kladné ióny. Rozlišuje sa priama ionizácia a autoionizácia. Priama ionizácia je znázornená nasledujúcou všeobecnou rovnicou (M je molekula ožarovanej látky):
M+ ióny sa zvyčajne nazývajú materské kladné ióny. Patria sem napríklad H 2 0 +, NH 3 a CH 3 OH +, ktoré vznikajú pri rádiolýze vody, amoniaku a metanolu.
Elektróny. Ako už bolo spomenuté, pri ionizačných procesoch vznikajú sekundárne elektróny spolu s kladnými iónmi. Tieto elektróny, ktoré vynaložili svoju energiu v rôznych procesoch (ionizácia, excitácia, relaxácia dipólu, excitácia molekulárnych vibrácií atď.), sa termalizujú. Tieto sa zúčastňujú rôznych chemických a fyzikálno-chemických procesov, ktorých typ často závisí od charakteru prostredia. Zdôrazňujeme tiež, že na niektorých chemických a fyzikálno-chemických procesoch (excitácia molekúl aditív, záchytné reakcie a pod.) sa za určitých podmienok zúčastňujú podexcitované elektróny.
Solvátované elektróny. V kvapalinách, ktoré sú nereaktívne alebo málo reaktívne voči elektrónom (voda, alkoholy, amoniak, amíny, étery, uhľovodíky atď.), sú elektróny po spomalení zachytávané prostredím a solvatované (vo vode - hydratované ). Je možné, že zachytávanie začína, keď má elektrón ešte nejakú nadbytočnú energiu (menej ako 1 eV). Procesy solvatácie závisia od povahy rozpúšťadla a výrazne sa líšia napríklad pre polárne a nepolárne kvapaliny.
Voľné radikály. Počas rádiolýzy takmer akéhokoľvek systému sa voľné radikály objavujú ako medziprodukty. Patria sem atómy, molekuly a ióny, ktoré majú jeden alebo viac nepárových elektrónov schopných vytvárať chemické väzby.
Prítomnosť nepárového elektrónu sa zvyčajne označuje bodkou v chemickom vzorci voľného radikálu (najčastejšie nad atómom s takýmto elektrónom). Napríklad metylový voľný radikál je CH3 - Bodky sa spravidla neumiestňujú v prípade jednoduchých voľných radikálov (H, C1, OH atď.). Často sa slovo „zadarmo“ vynecháva a tieto častice sa jednoducho nazývajú radikály. Radikály, ktoré majú náboj, sa nazývajú radikálové ióny. Ak je náboj záporný, potom ide o radikálový anión; ak je náboj kladný, potom ide o radikálový katión. Je zrejmé, že solvatovaný elektrón možno považovať za najjednoduchší radikálový anión.
Pri rádiolýze sú prekurzormi voľných radikálov ióny a excitované molekuly. Hlavné procesy vedúce k ich vzniku sú:
1) iónovo-molekulárne reakcie zahŕňajúce radikálové ióny a elektricky neutrálne molekuly
2) fragmentácia kladného radikálového iónu za vzniku voľného radikálu a iónu s párnym počtom párových elektrónov
3) jednoduché alebo disociatívne pridanie elektrónu k elektricky neutrálnej molekule alebo iónu so spárovanými elektrónmi;
4) rozpad excitovanej molekuly na dva voľné radikály (typové reakcie);
5) reakcie excitovaných častíc s inými molekulami (napríklad reakcie s prenosom náboja alebo atómu vodíka).
Spárované elektróny
Ak je v orbitále jeden elektrón, nazýva sa to nespárované, a ak su dvaja, tak toto spárované elektróny.
Štyri kvantové čísla n, l, m, m s úplne charakterizujú energetický stav elektrónu v atóme.
Pri zvažovaní štruktúry elektrónového obalu multielektrónových atómov rôznych prvkov je potrebné vziať do úvahy tri hlavné ustanovenia:
· Pauliho princíp,
· princíp najmenšej energie,
Hundovo pravidlo.
Podľa Pauliho princíp Atóm nemôže mať dva elektróny s rovnakými hodnotami všetkých štyroch kvantových čísel.
Pauliho princíp určuje maximálny počet elektrónov v jednom orbitále, úrovni a podúrovni. Keďže AO je charakterizovaná tromi kvantovými číslami n, l, m, potom sa elektróny daného orbitálu môžu líšiť iba spinovým kvantovým číslom pani. Ale to spinové kvantové číslo pani môže mať iba dve hodnoty + 1/2 a – 1/2. V dôsledku toho môže jeden orbitál obsahovať najviac dva elektróny s rôznymi hodnotami spinových kvantových čísel.
Ryža. 4.6. Maximálna kapacita jedného orbitálu sú 2 elektróny.
Maximálny počet elektrónov na energetickej úrovni je definovaný ako 2 n 2 a na podúrovni – ako 2(2 l+ 1). Maximálny počet elektrónov umiestnených na rôznych úrovniach a podúrovniach je uvedený v tabuľke. 4.1.
Tabuľka 4.1.
Maximálny počet elektrónov na kvantových úrovniach a podúrovniach
| Energetická úroveň | Energetická podúroveň | Možné hodnoty magnetického kvantového čísla m | Počet orbitálov na | Maximálny počet elektrónov na | ||
| podúrovni | úrovni | podúrovni | úrovni | |||
| 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 |
Postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi sa uskutočňuje v súlade s princíp najmenšej energie .
Podľa princípu najmenšej energie vypĺňajú elektróny orbitály v poradí so zvyšujúcou sa energiou.
Je určené poradie plnenia orbitálov Klechkovského pravidlo: k nárastu energie, a teda k naplneniu orbitálov, dochádza v rastúcom poradí súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + l), a ak je súčet rovný (n + l) - v rastúcom poradí hlavného kvantové číslo n.
Napríklad energia elektrónu na podúrovni 4 s je menšia ako na podúrovni 3 d, keďže v prvom prípade suma n+ l = 4 + 0 = 4 (pripomeňte si, že napr s-podúrovňová hodnota orbitálneho kvantového čísla l= = 0) a v druhom n+ l = 3 + 2 = 5 ( d- podúroveň, l= 2). Preto sa najskôr vyplní podúroveň 4 s a potom 3 d(pozri obr. 4.8).
Na 3 podúrovniach d (n = 3, l = 2) , 4R (n = 4, l= 1) a 5 s (n = 5, l= 0) súčet hodnôt P A l sú rovnaké a rovné 5. V prípade rovnakých hodnôt súč n A l najprv sa vyplní podúroveň s minimálnou hodnotou n, t.j. podúroveň 3 d.
V súlade s pravidlom Klechkovského sa energia atómových orbitálov zvyšuje v sérii:
1s < 2s < 2R < 3s < 3R < 4s < 3d < 4R < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d »
"4 f < 6p < 7s….
V závislosti od toho, ktorá podúroveň v atóme je naplnená ako posledná, sa všetky chemické prvky delia na 4 elektronická rodina : s-, p-, d-, f-prvky.
4f
4 4d
3 4s
3p
3s
1 2s
Úrovne Podúrovne
Ryža. 4.8. Energia atómových orbitálov.
Prvky, ktorých atómy ako posledné vyplnia s-podúroveň vonkajšej úrovne, sa nazývajú s-prvky . U s-valenčné prvky sú s-elektróny vonkajšej energetickej hladiny.
U p-prvky P-podvrstva vonkajšej vrstvy sa vyplní ako posledná. Ich valenčné elektróny sa nachádzajú na p- A s-podúrovne vonkajšej úrovne. U d-prvky sa vyplnia ako posledné d-podúroveň preexternej úrovne a valencie sú s-elektróny vonkajších a d-elektróny pre-vonkajších energetických úrovní.
U f-prvky ako posledný sa naplní f-podúroveň tretej vonkajšej energetickej úrovne.
Určuje sa poradie umiestnenia elektrónov v rámci jednej podúrovne Hundovo pravidlo:
v rámci podúrovne sú elektróny umiestnené tak, že súčet ich spinových kvantových čísel má maximálnu absolútnu hodnotu.
Inými slovami, orbitály danej podúrovne vypĺňa najskôr jeden elektrón s rovnakou hodnotou spinového kvantového čísla a potom druhý elektrón s opačnou hodnotou.
Napríklad, ak je potrebné rozložiť 3 elektróny v troch kvantových článkoch, tak každý z nich bude umiestnený v samostatnej bunke, t.j. zaberajú samostatný orbitál:
∑pani= ½ – ½ + ½ = ½.
Poradie distribúcie elektrónov medzi energetickými hladinami a podúrovňami v obale atómu sa nazýva jeho elektrónová konfigurácia alebo elektronický vzorec. Skladanie elektronická konfiguráciačíslo energetická úroveň (hlavné kvantové číslo) je označené číslami 1, 2, 3, 4..., podúroveň (orbitálne kvantové číslo) – písmenami s, p, d, f. Počet elektrónov v podúrovni je označený číslom, ktoré je napísané v hornej časti symbolu podúrovne.
Elektrónovú konfiguráciu atómu možno znázorniť ako tzv elektrónový grafický vzorec. Toto je schéma usporiadania elektrónov v kvantových bunkách, ktoré sú grafickým znázornením atómového orbitálu. Každá kvantová bunka môže obsahovať najviac dva elektróny s rôznymi spinovými kvantovými číslami.
Ak chcete vytvoriť elektronický alebo elektronický grafický vzorec pre akýkoľvek prvok, mali by ste vedieť:
1. Poradové číslo prvku, t.j. náboj jeho jadra a zodpovedajúci počet elektrónov v atóme.
2. Číslo periódy, ktoré určuje počet energetických hladín atómu.
3. Kvantové čísla a súvislosť medzi nimi.
Napríklad atóm vodíka s atómovým číslom 1 má 1 elektrón. Vodík je prvkom prvej periódy, takže jediný elektrón zaberá ten, ktorý sa nachádza v prvej energetickej hladine s-orbitál s najnižšou energiou. Elektrónový vzorec atómu vodíka bude:
1 N 1 s 1 .
Elektronický grafický vzorec vodíka bude vyzerať takto:
Elektronické a elektrónové vzorce atómu hélia:
2 Nie 1 s 2
2 Nie 1 s
odráža úplnosť elektronického obalu, ktorý určuje jeho stabilitu. Hélium je vzácny plyn, ktorý sa vyznačuje vysokou chemickou stabilitou (inertnosťou).
Atóm lítia 3 Li má 3 elektróny, je to prvok z obdobia II, čo znamená, že elektróny sa nachádzajú na 2 energetických hladinách. Naplnia sa dva elektróny s- podúroveň prvej energetickej hladiny a 3. elektrónu sa nachádza na s- podúroveň druhej energetickej úrovne:
3 Li 1 s 2 2s 1
Valence I
Atóm lítia má elektrón umiestnený na 2 s-podúroveň, je menej pevne viazaná na jadro ako elektróny prvej energetickej úrovne, preto sa pri chemických reakciách môže atóm lítia ľahko vzdať tohto elektrónu a zmeniť sa na ión Li + ( a on -elektricky nabitá častica ). V tomto prípade lítiový ión získa stabilný kompletný obal hélia vzácneho plynu:
3 Li + 1 s 2 .
Treba poznamenať, že určuje počet nepárových (jednotlivých) elektrónov valencia prvku , t.j. jeho schopnosť vytvárať chemické väzby s inými prvkami.
Atóm lítia má teda jeden nepárový elektrón, ktorý určuje jeho valenciu rovnú jednej.
Elektrónový vzorec atómu berýlia:
4 Be 1s 2 2s 2 .
Elektrónový grafický vzorec atómu berýlia:
2 Hlavne Valence
Stav je 0
Elektróny podúrovne 2 berýlia sa odstraňujú ľahšie ako iné. s 2, tvoriaci ión Be +2:
Možno poznamenať, že atóm hélia a ióny lítia 3 Li + a berýlia 4 Be +2 majú rovnakú elektrónovú štruktúru, t.j. sú charakterizované izoelektronická štruktúra.
Magnetické vlastnosti atómu
Elektrón má svoj vlastný magnetický moment, ktorý je kvantovaný v smere rovnobežnom alebo opačnom k aplikovanému magnetickému poľu. Ak dva elektróny okupujúce rovnaký orbitál majú opačne orientované spiny (podľa Pauliho princípu), potom sa navzájom rušia. V tomto prípade hovoríme, že elektróny spárované. Atómy s iba spárovanými elektrónmi sú vytlačené z magnetického poľa. Takéto atómy sa nazývajú diamagnetické. Atómy, ktoré majú jeden alebo viac nepárových elektrónov, sú vťahované do magnetického poľa. Οʜᴎ sa nazývajú diamagnetické.
Magnetický moment atómu, ktorý charakterizuje intenzitu interakcie atómu s magnetickým poľom, je prakticky úmerný počtu nespárovaných elektrónov.
Vlastnosti elektronickej štruktúry atómov rôznych prvkov sa odrážajú v takých energetických charakteristikách, ako je ionizačná energia a elektrónová afinita.
Energia (potenciál) ionizácie atómu E i je minimálna energia potrebná na odstránenie elektrónu z atómu do nekonečna podľa rovnice
X = X++ e −
Jeho hodnoty sú známe pre atómy všetkých prvkov periodickej tabuľky. Napríklad ionizačná energia atómu vodíka zodpovedá prechodu elektrónu z 1 s-energetická podhladina (−1312,1 kJ/mol) do podhladiny s nulovou energiou a rovná sa +1312,1 kJ/mol.
Pri zmene prvých ionizačných potenciálov zodpovedajúcich odstráneniu jedného elektrónu atómov je periodicita jasne vyjadrená so zvyšujúcim sa atómovým číslom:
Obrázok 13
Pri pohybe zľava doprava cez periódu sa ionizačná energia, všeobecne povedané, postupne zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom v skupine, klesá. Alkalické kovy majú minimálny prvý ionizačný potenciál a vzácne plyny maximum.
Pre ten istý atóm sa druhá, tretia a nasledujúca ionizačná energia vždy zvyšuje, pretože z kladne nabitého iónu musí byť odstránený elektrón. Napríklad pre atóm lítia je prvá, druhá a tretia ionizačná energia 520,3, 7298,1 a 11814,9 kJ/mol.
Postupnosť abstrakcie elektrónov je zvyčajne obrátená postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi v súlade s princípom minimálnej energie. Navyše prvky, ktoré sú obývané d-orbitaly su vynimky - v prvom rade nestrataju d-, A s-elektróny.
Magnetická charakteristika atómu Elektrón má svoj vlastný magnetický moment, ktorý je kvantovaný v smere rovnobežnom alebo opačnom k aplikovanému magnetickému poľu. Ak dva elektróny okupujúce rovnaký orbitál majú opačné spiny... [čítať ďalej]
Ionizačný proces je vyjadrený schémou: E - n En+. Navyše k ionizácii môže dôjsť mnohokrát. Ionizácia atómu určuje schopnosť atómu vzdať sa elektrónu a podstúpiť oxidáciu. Táto vlastnosť (eionizácia) určuje povahu a silu chemickej väzby. Proces... [čítať ďalej]
Charakteristika atómu. Napájanie na samooverovanie Reči, ktoré sa nerozpadajú na ióny a nevedú elektrický prúd, sa nazývajú neelektrolyty. Elektrolyty a neelektrolyty V drvenom či roztopenom sú zrejme len slová... [čítať ďalej]
Na opísanie energetických charakteristík elektrónu v atóme je potrebné uviesť hodnoty štyroch kvantových čísel: hlavné, sekundárne, magnetické a spinové kvantové číslo. Pozrime sa na ne samostatne. 1) Hlavné kvantové číslo „n“ charakterizuje energiu elektrónu v atóme,...