Procesy vzniku excitovaných častíc pri rádiolýze. Chémia Proces ionizácie nepárových elektrónov
Objav rádioaktivity potvrdil zložitosť štruktúry nielen atómov, ale aj ich jadier. V roku 1903 E. Rutherford a F. Soddy navrhli teóriu rádioaktívneho rozpadu, ktorá radikálne zmenila staré názory na štruktúru atómov. Podľa tejto teórie sa rádioaktívne prvky spontánne rozpadajú, uvoľňujú α- alebo β-častice a tvoria atómy nových prvkov, ktoré sú chemicky odlišné od pôvodných. Zároveň je zachovaná stabilita hmoty pôvodných atómov aj tých, ktoré vznikli v dôsledku procesu rozpadu. E. Rutherford v roku 1919 ako prvý študoval umelú premenu jadier. Pri bombardovaní atómov dusíka časticami α izoloval jadrá atómov vodíka (protóny) a atómy nuklidu kyslíka. Takéto premeny sa nazývajú jadrové reakcie, pretože z jadier atómov jedného prvku sa získajú jadrá atómov iných prvkov. Jadrové reakcie sú zapísané pomocou rovníc. Vyššie diskutovaná jadrová reakcia môže byť teda napísaná takto:
Fenomén rádioaktivity možno definovať pomocou pojmu izotopy: rádioaktivita je premena nestabilných jadier atómov jedného chemického prvku na jadrá atómov iného prvku, ktorá je sprevádzaná uvoľňovaním elementárnych častíc. Rádioaktivita, ktorú vykazujú izotopy prvkov, ktoré existujú v prírode, sa nazýva prirodzená rádioaktivita. Rýchlosť rádioaktívnych premien je pre rôzne izotopy rôzna. Vyznačuje sa konštantou rádioaktívneho rozpadu, ktorá ukazuje, koľko atómov rádioaktívneho nuklidu sa rozpadne za 1 s. Zistilo sa, že počet atómov rádioaktívneho nuklidu, ktorý sa rozpadne za jednotku času, je úmerný celkovému počtu atómov tohto nuklidu a závisí od hodnoty konštanty rádioaktívneho rozpadu. Napríklad, ak sa za určité obdobie rozpadla polovica z celkového počtu atómov rádioaktívneho nuklidu, potom sa v ďalšom takom období rozpadne polovica zvyšku, teda o polovicu menej ako v predchádzajúcom období atď.
Životnosť rádioaktívneho nuklidu je charakterizovaná jeho polčasom rozpadu, teda časovým úsekom, počas ktorého sa rozpadne polovica pôvodného množstva tohto nuklidu. Napríklad polčas rozpadu radónu je 3,85 dňa, rádia - 1620 rokov, uránu - 4,5 miliardy rokov. Tieto typy rádioaktívnych premien sú známe: α-rozpad, β-rozpad, spontánne (neúmyselné) jadrové štiepenie. Tieto typy rádioaktívnych premien sú sprevádzané uvoľňovaním α-častíc, elektrónov, pozitrónov a γ-lúčov. V procese α-rozpadu jadro atómu rádioaktívneho prvku uvoľní jadro atómu hélia, v dôsledku čoho sa náboj jadra atómu pôvodného rádioaktívneho prvku zníži o dve jednotky a hromadné číslo o štyri. Napríklad transformáciu atómu rádia na atóm radónu možno zapísať rovnicou
Jadrovú reakciu β-rozpadu, ktorá je sprevádzaná uvoľňovaním elektrónov, pozitrónov alebo strhávaním orbitálnych elektrónov, možno zapísať aj rovnicou
kde e je elektrón; hν - kvantum γ-žiarenia; ν o - antineutríno (elementárna častica, ktorej pokojová hmotnosť a náboj sú rovné nule).
Možnosť β-rozpadu je daná tým, že v súlade s modernými koncepciami sa neutrón môže za určitých podmienok premeniť na protón, pričom sa uvoľní elektrón a antineutríno. Protón a neutrón sú dva stavy tej istej jadrovej častice – nukleónu. Tento proces môže byť znázornený diagramom
Neutrón -> Protón + elektrón + antineutríno
Počas β-rozpadu atómov rádioaktívneho prvku jeden z neutrónov, ktorý je súčasťou jadra atómu, uvoľňuje elektrón a antineutríno, ktoré sa menia na protón. V tomto prípade sa kladný náboj jadra zvýši o jeden. Tento typ rádioaktívneho rozpadu sa nazýva rozpad elektrónov (β - rozpad). Ak teda jadro atómu rádioaktívneho prvku uvoľní jednu α-časticu, výsledkom je jadro atómu nového prvku s protónovým číslom o dve jednotky menej, a keď sa uvoľní β-častica, jadro atómu získa sa nový atóm s protónovým číslom o jeden väčším, ako má pôvodný. Toto je podstata Soddyho-Fajansovho zákona o vysídlení. Atómové jadrá niektorých nestabilných izotopov môžu uvoľňovať častice, ktoré majú kladný náboj +1 a hmotnosť blízku hmotnosti elektrónu. Táto častica sa nazýva pozitrón. Takže možná konverzia protónu na neutrón je podľa schémy:
Protón → Neutrón + Pozitrón + Neutrino
Transformácia protónu na neutrón sa pozoruje iba v prípade, keď je nestabilita jadra spôsobená nadmerným obsahom protónov v ňom. Potom sa jeden z protónov zmení na neutrón a pozitrón a neutríno, ktoré v tomto prípade vznikajú, vyletia za hranice jadra; jadrový náboj sa zníži o jeden. Tento typ rádioaktívneho rozpadu sa nazýva pozitrónový rozpad (β+-rozpad). Takže v dôsledku β-rozpadu jadra atómu rádioaktívneho prvku sa získa atóm prvku, ktorý je posunutý o jedno miesto doprava (β-rozpad) alebo doľava (β+-rozpad) od pôvodný rádioaktívny prvok. Zníženie jadrového náboja rádioaktívneho atómu o jeden môže byť spôsobené nielen rozpadom β+, ale aj elektrónovým ťahom, v dôsledku čoho je jeden z elektrónov elektrónovej gule najbližšie k jadru zachytený jadrom. . Tento elektrón s jedným z protónov jadra tvorí neutrón: e - + p → n
Teória štruktúry atómového jadra bola vyvinutá v 30-tych rokoch XX storočia. Ukrajinskí vedci D.D. Ivanenko a E.M. Gapon, ako aj nemecký vedec W. Heisenberg. Podľa tejto teórie sa jadrá atómov skladajú z kladne nabitých protónov a elektricky neutrálnych neutrónov. Relatívne hmotnosti týchto elementárnych častíc sú takmer rovnaké (hmotnosť protónov 1,00728, hmotnosť neutrónov 1,00866). Protóny a neutróny (nukleóny) sú obsiahnuté v jadre veľmi silnými jadrovými silami. Jadrové sily pôsobia len na veľmi malé vzdialenosti - rádovo 10 -15 m.
Energia, ktorá sa uvoľňuje pri tvorbe jadra z protónov a neutrónov, sa nazýva väzbová energia jadra a charakterizuje jeho stabilitu.
Spárované elektróny
Ak je v orbitáli 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 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 (pripomeňme 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 umiestnenia 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 Buď 1s 2 2 2 .
Elektrónový grafický vzorec atómu berýlia:
2 Hlavne Valence
Stav je 0
Berýlium má elektróny podúrovne 2, ktoré odchádzajú ľahšie ako ostatné. 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.
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 v priebehu periódy sa ionizačná energia vo všeobecnosti postupne zvyšuje, so zvyšujúcim sa atómovým číslom v skupine sa znižuje. 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 záporný 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.
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 v priebehu periódy sa ionizačná energia vo všeobecnosti postupne zvyšuje, so zvyšujúcim sa atómovým číslom v skupine sa znižuje. Alkalické kovy majú minimálny prvý ionizačný potenciál a vzácne plyny maximum.
Pre ten istý atóm sa vždy zvyšuje druhá, tretia a nasledujúca ionizačná energia, pretože elektrón musí byť odtrhnutý od kladne nabitého iónu. 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. V tomto prípade prvky, ktoré sú obsadené 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+. Okrem toho môže ionizácia nastať 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,...