Visa processen för jonisering av oparade elektroner. Kemi

MELLANPRODUKTER FÖR RADIOLYS

När Joniserande och främjande I vilket system som helst skapas mellanprodukter som ett resultat av jonisering och uppvaknande. Elektroner (termaliserade och solvatiserade, oexciterade elektroner, etc.), joner (radikala katjoner och anjoner, karbanjoner, karbokater, etc.), fria radikaler och atomer, exciterade partiklar etc. överförs till dem kännetecknas av en hög reaktionshastighet och är därför kortlivade. Dofterna interagerar snabbt med tal och påverkar skapandet av terminala (stabila) radiolysprodukter.

De väckta partiklarna. En av huvudprocesserna i samspelet mellan jonisering och tal är störd. Som ett resultat av denna process skapas uppvaknande partiklar (molekyler, atomer och joner). Elektronen finns i ett av elektronområdena som ligger ovanför huvudkroppen, och blir frikopplat med en annan del (d.v.s. kärnan) av molekylen, atomen eller jonen. Uppenbarligen, när delen väcks, sparas den så här. Väckta partiklar vibrerar också under olika sekundära processer: under neutralisering av joner, energiöverföring etc. Stinkarna brusar viktig roll med radiolys olika system(Alifatiska och speciellt aromatiska kolhydrater, gaser etc.).

Se de uppvaknande molekylerna. De väckta partiklarna ersätter två oparade elektroner i olika orbitaler. Dessa elektroners spinn kan vara orienterade antingen i samma riktning (parallell) eller i samma riktning (antiparallell). Sådana väckta delar är antingen triplett eller singlet.

I händelse av joniserande stimulering av tal beror uppvaknandet av kroppen på resultatet av de underliggande processerna:

1) med omedelbart uppvaknande av talmolekyler och prominens (primärt uppvaknande),

2) vid neutralisering av joner,

3) under överföringen av energi från uppvaknande molekyler i matrisen (eller disintegratorn) av tillsatsens molekyler (eller det sönderfallna talet)

4) under interaktion av additiva molekyler eller löst tal med oexciterade elektroner.

Ioni. Inom strålningskemin spelar joniseringsprocesser en viktig roll. Som regel spenderas mer än hälften av energin från joniserande jonisering, tvättad med lera, på dem.

Fram till nu är det viktigt att använda andra metoder för fotoelektronspektroskopi och masspektrometri att en hel del material har ackumulerats om särdragen hos joniseringsprocesser, om den elektroniska strukturen hos positiva joner, deras stabilitet och vikten av .

Joniseringsprocessen skapar positiva joner. De separeras genom direkt jonisering och autojonisering. Direkt jonisering representeras av nästa steg (M är talmolekylen som bestrålas):

M+-joner kallas moderna positiva joner. Framför dem ligger till exempel H 2 0 + , NH 3 och CH 3 OH + , som uppstår vid radiolys av vatten, ammoniak och metanol.

Elektronisk. Som förväntat skapar joniseringsprocesser samtidigt sekundära elektroner från positiva joner. Dessa elektroner, efter att ha spenderat sin energi i olika processer (jonisering, excitation, dipolrelaxation, excitation av molekylära reaktioner, etc.) blir termaliserade. Resten deltar i olika kemiska och fysikalisk-kemiska processer, såsom de som ofta sker i mediets natur. Vi noterar också att i många kemiska och fysikalisk-kemiska processer (excitering av tillsatsmolekyler, lagringsreaktioner, etc.) tas ödet med elektronisk icke-excitation i beaktande.

Solvatiserade elektroner. I vätskor, icke-reaktiva eller lågreaktiva elektroner (vatten, alkoholer, ammoniak, aminer, etrar, kolhydrater, etc.), blir elektronerna, efter ökad koncentration, solvatiserade (i vatten dratovanimi). Det är inte uteslutet att begravning börjar om elektronen fortfarande har övernaturlig energi (mindre än 1 eV). Solvatiseringsprocesser beror på källans natur och varierar avsevärt, till exempel för polära och icke-polära områden.

Vilna radikaler Vid radiolys av vilket system som helst genereras fria radikaler som mellanprodukter. Före dem finns atomer, molekyler och joner som innehåller en eller flera oparade elektroner som skapar kemiska bindningar.

Närvaron av en oparad elektron indikeras med en punkt vid kemisk formel fri radikal (oftast ovanför en atom med en sådan elektron). Till exempel är den fria metylradikalen CH 3 - Prickar, som regel, placeras inte vid enkla fria radikaler (H, C1, VIN, etc.). Ordet "fri" utelämnas ofta, och dessa människor kallas helt enkelt radikala. Radikaler som bär en laddning kallas jonradikaler. Om laddningen är negativ är det en radikal anjon; Om laddningen är positiv är det en radikal katjon. Uppenbarligen kan solvatiserade elektroner påverkas av den enklaste radikalanjonen.

Under radiolys orsakar prekursorer av fria radikaler joner och uppvaknande molekyler. I det här fallet är huvudprocesserna som leder till fullständig belysning följande:

1) jon-molekylära reaktioner som involverar radikaljoner och elektronneutrala molekyler

2) fragmentering av en positiv radikaljon med en positiv radikal och en jon med ett liknande antal parade elektroner

3) enkel dissociativ addition av en elektron till en elektronneutral molekyl eller jon med parade elektroner;

4) sönderdelning av den exciterade molekylen till två fria radikaler (typreaktioner);

5) reaktioner av väckta partiklar med andra molekyler (till exempel reaktioner med överförd laddning och vattenatom).

Parad elektronik

Om det finns en elektron i en orbital, så kallas den opartisk, och om det finns två så är det det ihopkoppling av elektronik.

Flera kvanttal n, l, m, m s kännetecknar helt energinivån för en elektron i en atom.

När man tittar på det elektroniska skalet av rikt elektroniska atomer av olika element är det nödvändigt att följa tre grundläggande principer:

· Paulis princip

· Principen om minsta energi,

Gundu härskar.

Zhidno Paulis princip En atom kan ha två elektroner med samma värden av alla fyra kvanttalen.

Pauli-principen bestämmer det maximala antalet elektroner i en orbital, lika och lika. AT-fragment kännetecknas av tre kvanttal n, l, m, då kan elektronerna i dessa orbitaler endast delas med spinnkvanttalet Fröken. Ale spin kvantnummer Fröken Du kan använda ytterligare två värden + 1/2 och – 1/2. En orbital kan också innehålla tre mer än två elektroner med olika värden på spinnkvanttal.

Små

4.6. Den maximala kapaciteten för en orbital är 2 elektroner. n Det maximala antalet elektroner på energinivån är 2 l 2, och i forna tider – yak 2(2

+ 1). Det maximala antalet elektroner som kan placeras på olika nivåer och undernivåer visas i tabellen. 4.1.

Tabell 4.1.

Det maximala antalet elektroner på kvantnivåer och undernivåer	Energirabarber	Energistöd m	Möjliga värden för magnetiskt kvanttal	Antal orbitaler per
Maximalt antal elektroner per	antiken	Maximalt antal elektroner per	antiken
lika (n=1)	K (l=0)
s (n=2)	K (l=0) L (l=1)	–1, 0, 1
sid (n=3)	K (l=0) L (l=1) M (l=2)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
d (n=4)	K (l=0) L (l=1) M (l=2) N (l=3)	–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

f Sekvensen att fylla orbitaler med elektroner överensstämmer med .

principen om minsta energi

Baserat på principen om den lägsta energin hos elektroner är orbitalerna ordnade i den ordning som deras energi ersätts. Svärtan på fyllningen av orbitalen indikeras Klechkovskys regel: Ökningen av energi och följaktligen fyllningen av orbitaler förväntas i storleksordningen av ökningen av summan av huvud- och orbitala kvanttal (n + l), och när lika mycket

(n + l) - Storleksordningen för huvudkvantnumret n. M Till exempel är elektronenergin på 4s underavdelningen mindre, ju lägre på 3:e underavdelningen n+ l = 4 + 0 = 4 (gissa vad för K-aktuellt värde av orbitalkvanttalet l= = 0), och i den andra n+ l = 3 + 2 = 5 ( M- Hallå, l= 2). Därför kommer sidan 4 att bli ihågkommen redan från början K, och sedan 3 M(Div. Fig. 4.8).

På gamla dagar 3 M (n = 3, l = 2) , 4R (n = 4, l= 1) till 5 K (n = 5, l= 0) summavärde Pі lär dock lika med 5. Varje lika har värdet summa nі l Trädet kommer att återställas till sina minimivärden från början n, då. underträd 3 M.

I enlighet med Klechkovskys regel ökar energin hos atomära orbitaler i serien:

1K < 2K < 2R < 3K < 3R < 4K < 3M < 4R < 5K < 4M < 5L < 6K < 5M »

"4 N < 6L < 7K….

Det är viktigt att vad rabarber i en atom fylls på i den återstående formen, alla kemiska grundämnen är uppdelade i 4 elektronisk familj : s-, p-, d-, f-element.

4N

4 4d

3 4s

3L

3K

1 2K

Rivni Pidrivni

Små

4.8. Atomorbitalers energi. Element i vars atomer s-underavdelningen av den nuvarande nivån så småningom kommer att fyllas på kallas s-element K. U

-valenselement och s-elektroner i den externa energinivån. U p-element L- І K Resten kommer att fyllas på med nivån för den nuvarande nivån. Deras valenselektroner är indelade i M-Under nivåerna på den yttre nivån. U M-Element kommer att fyllas på i resten av blodet K-underdelning av främre nivån och valens e M- Världens elektronik

-valenselement och s-elektroner i den externa energinivån. -Elektronik i Front Energy Region. f-element N resten kommer att komma ihåg

- underindelning av den tredje nivån av energinivån Ordningen för placering av elektroner mellan ett underträd bestäms

Gundus regel:

mellan elektronerna placeras på ett sådant sätt att summan av deras spinnkvanttal är liten vid det maximala absoluta värdet. Med andra ord kommer denna grupps orbitaler att fyllas med en elektron per dock betydelserna

spin kvantnummer, och sedan ytterligare en elektron med samma värden.

∑Fröken= ½ – ½ + ½ = ½.

Till exempel, eftersom det är nödvändigt att fördela 3 elektroner i tre kvantcentra, kommer skinnen från dem att distribueras till nästa centrum, då. låna okrema orbital: Ordningen för fördelning av elektroner bakom energinivåer och undergrupper i en atoms skal kallas dess elektronkonfiguration, eller elektronisk formel. Lätt elektronisk konfiguration siffra energisk nivå K, L, M, N(Head quantum number) betecknas med siffrorna 1, 2, 3, 4 ..., pіdrіven (orbital quantum number) - med bokstäver

. Antalet elektroner i trädet indikeras av talet som står skrivet bredvid trädsymbolen. Den elektroniska konfigurationen av en atom kan avbildas i den så kallade vyn. Detta är ett diagram över placeringen av elektroner i kvantkärnor, liknande grafiska bilder av en atomomloppsbana. Varje kvantcentrum kan inte ha fler än två elektroner med olika spinnkvanttal.

För att sammanställa en elektronisk eller elektronisk grafisk formel för något element bör du veta:

1. Serienummer på elementet, dvs. kärnans laddning och motsvarande antal elektroner i atomen.

2. Periodens nummer, som anger antalet energinivåer för atomen.

3. Kvanttal och samband mellan dem.

Så, till exempel, en atom med ett atomnummer har 1 elektron. Vatten är ett element i den första perioden, därför upptar en enda elektron den första energinivån K-orbital som har minst energi. Elektronisk formel för atomen Vodnya Matime Viglyad:

1 N 1 K 1 .

Elektronisk grafisk formel för Vodnya Matime Viglyad:

Elektroniska och elektroniska grafiska formler för heliumatomen:

2 Inte 1 K 2

2 Inte 1 K

för att säkerställa fullständigheten hos det elektroniska skalet, vilket ökar dess hållbarhet. Helium är en ädelgas som kännetecknas av hög kemisk resistens (tröghet).

Atomen i det 3:e litiumet innehåller 3 elektroner, ett element i II-perioden, och därför är elektronerna fördelade på 2 energinivåer. Två elektronik kommer att få dig att bli kär K- underträd för den första energinivån och 3:e expansionselektronen på K- underträd av en annan energinivå:

3 Li 1 K 2 2K 1

Valens I

En litiumatom har en elektron som ligger vid 2 K- undergamla, mindre nära besläktade med kärnan, lägre elektroner av den första energinivån, därför kemiska reaktioner En litiumatom kan lätt ge upp en elektron och omvandlas till en Li+-jon ( Jon -elektriskt laddad del ). I denna typ av liv utvecklas ett stabilt komplett skal av ädelgasen helium:

3 Li + 1 K 2 .

Vänligen respektera det antalet oparade (enkla) elektroner är element valens , då. Dess förmåga att skapa kemiska bindningar involverar andra element.

Således delar en atom en oparad elektron, vilket betyder att dess valens är lika med en enhet.

Elektronisk formel för berylliumatomen:

4 Var 1s 2 2s 2 .

Elektronisk grafisk formel för berylliumatomen:

2 Valens främst

Bli mer respektfull 0

Det är lättare för annat beryllium att användas för elektroner av 2:a generationen K 2 härdande joner Be +2:

Det kan noteras att heliumatomen och litiumjonen 3 Li + och beryllium 4 Be +2 har dock samma elektrondensitet. är karakteriserade h elektroniskt skåp.

Föreläsningar för studenter inom utländska tekniska områden och specialiteter Föreläsning 3 Ämne 4
Föreläsningar för studenter inom utländska tekniska områden och specialiteter Föreläsning 4 Ämne 5

Föreläsningar för studenter inom utländska tekniska områden och specialiteter modul II. Mönster av överreaktion
Föreläsningar för studenter inom utländska tekniska områden och specialiteter Föreläsning 7 Ämne Grunderna i kemisk kinetik
Föreläsningar för studenter inom avancerade tekniska områden och specialiteter Föreläsning 8 Ämne Kemisk utjämning Det här är sakerna du behöver veta och notera nu
Peredmova för insättare
Föreläsningar för studenter inom utländska tekniska områden och specialiteter, delkurs III. Kompletta elektrokemiska processer

7. Parade och oparade elektroner

Elektroner som upptar orbitaler i par kallas parat, och enstaka elektroner kallas oparad. Oparade elektroner säkerställer en kemisk bindning mellan en atom och andra atomer. Närvaron av oparade elektroner fastställs experimentellt genom att studera magnetiska krafter. Tal med oparade elektroner paramagnetisk(De dras in i magnetfältet på grund av den ömsesidiga växelverkan mellan elektronspin, som elementära magneter, från det externa magnetfältet). Tal som bara parad elektronik uttalar, diamagnetisk(Det externa magnetfältet gäller inte dem). Oparade elektroner finns endast på atomens yttre energinivå, och deras antal kan beräknas med hjälp av ett elektroniskt grafiskt diagram.

rumpa 4. Hitta antalet oparade elektroner i en atom.

Beslut. Grundämnets atomnummer är Z = 16, så samma elektroniska formel för grundämnet är: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Det elektroniska grafiska diagrammet för den externa elektroniken är som följer (fig. 11).

Små

11. Elektrongrafiskt diagram över valenselektronerna i kolatomen

Från den elektroniska grafiska kretsen är det tydligt att det finns två oparade elektroner i atomen.

8. Elektronglidning Alla material har ökad hållbarhet om de är helt fyllda med elektroner (s 2, p 6, d 10, f 14), och de är p, d och f, dessutom om de är halvfyllda, då. p 3, d 5, f 7. Stationerna d 4, f 6 och f 13 kan dock ha minskad hållbarhet. I samband med detta måste dessa element akta sig för titlar glidning

elektron, som fäster vid formningen av substratet med ökad hållbarhet. Rumpa 5.

Beslut. Atomnumret för krom är Z = 24, den elektroniska formeln är: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5. Undvik elektronläckage från 4:orna till 3d-stödet, vilket säkerställer bildandet av en stabil 3d 5 . Från det elektroniska grafiska diagrammet över de externa elektronerna (fig. 12) är det tydligt att kromatomen har sex oparade elektroner.

Små

12. Elektroniskt grafiskt diagram över valenselektronerna i kromatomen

9. Förkortade elektroniska formler Elektroniska formler för kemiska grundämnen kan skrivas med ett ögonkast. I det här fallet ersätts den del av den elektroniska formeln, som indikerar ett stabilt elektronskal av atomen i den ledande ädelgasen, med symbolen för detta element i fyrkantiga armar (denna del av atomen kallas med en borste

atom), och formelns form skrivs i den ursprungliga formen. Som ett resultat blir den elektroniska formeln kort, men informationsinnehållet ändras inte. Rumpa 6.

Beslut. Skriv korta elektroniska formler för kalium och zirkonium.

Atomnumret för kalium är Z = 19, den fullständiga elektroniska formeln är: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 den ledande ädelgasen är argon, den korta elektroniska formeln är: 4s 1.

Atomnummer för zirkonium Z = 40, fullständig elektronisk formel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2, ledande ädelgas – krypton, förkortad 4s 2

10. Familjer av kemiska grundämnen

Det är viktigt att vilken energikälla som helst i en atom är fylld med elektroner så delas grundämnena in i flera familjer. I det periodiska systemet visas symboler för element i olika familjer i olika färger.

1. s-element: i dessa grundämnens atomer är de återstående fyllda med elektroner från ns-elementen;

2. p-element: resten kommer att fyllas med elektroner från np-elementen;

3. d-element: resten är fyllt med elektroner (n - 1) d-element;

4. f-element: resten är fyllt med elektroner (n - 2) f-träd. Rumpa 7.

Beslut. Atomernas elektroniska formler indikerar vilka familjer av kemiska grundämnen som inkluderar strontium (z = 38), zirkonium (z = 40), bly (z = 82) och samarium (z = 62).

Vi skriver korta elektroniska formler för dessa element

Sr: 5s 2; Zr: 5s 2 4d 2; Pb: 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2; Sm: 6s 2 4f 6,

Av dessa framgår att elementen tillhör familjerna s(Sr), p(Pb), d(Zr) och f(Sm).

11. Valenselektroner Den kemiska bindningen av detta element med andra element kan säkerställas. Valenselektroner bestäms av elementens närhet till deras hemland. Således har s-element valenselektroner på det yttre s-trädet, p-element har yttre s- och p-träd, och d-element har valenselektroner på det yttre s-trädet och den främre d-pelaren. Teorin om valenselektronerna för f-element är definitivt inte sann.

rumpa 8. Ta reda på antalet valenselektroner i aluminium- och vanadinatomerna.

Beslut. 1) Den elektroniska formeln för aluminium har förkortats (z = 13): 3s 2 3p 1 . Aluminium tillhör familjen p-element, därför finns det tre valenselektroner i sin atom (3s 2 3p 1).

2) Elektronisk formel för vanadin (z = 23): 4s 2 3d 3. Vanadin tillhör familjen d-element, så dess atom har fem valenselektroner (4s 2 3d 3).

12. Budova-atomer och periodiska system

12.1. Enligt den periodiska lagen

På grundval av den dagliga tron ​​om vardagen, tron ​​på all mångfald kemiska tal Syntesen av nya grundämnen styrs av en periodisk lag och ett periodiskt system av kemiska grundämnen.

Det periodiska systemet av grundämnen är en naturlig systematisering och klassificering av kemiska grundämnen, utvecklad av den framstående ryske kemisten D.I. Mendelevs förståelse av den periodiska lagen upptäckte han. Det periodiska systemet är en grafisk representation av den periodiska lagen, som är dess primära uttryck.

Den periodiska lagen upptäcktes av Mendelevev (1869) som ett resultat av analys och sammansättning av kemikalier fysiska auktoriteter 63 element kända vid den tiden. Detta är den ursprungliga formeln:

Elementens kraft och skapandet av enkla och komplexa tal av dem förekommer periodiskt i elementens atommassa.

Genom att bryta ner det periodiska systemet klargjorde Mendelev och korrigerade valensen atommassor av vissa kända, men också illa vridna element, som har överfört ursprunget till nio aktiva element, och av tre av dem (Ga, Ge, Sc) som har beskrivit maktens inflytande. Utifrån dessa grundämnen (födda 1875-1886) togs den periodiska lagen från bakgrunden och låg till grund för kemins vidareutveckling.

Under cirka 50 år efter upptäckten av den periodiska lagen och skapandet av det periodiska systemet var själva orsaken till periodiciteten av elementens krafter okänd. Det var oklart varför grundämnen i samma grupp har samma valens och bildar sura och vattenhaltiga egenskaper, varför antalet grundämnen inte är detsamma mellan perioder och varför det periodiska systemet för grundämnenas tillväxt på vissa ställen inte är. ökning av atommassa (Ar – K, Co – Ni, Te – I). Alla typer av mat togs bort för att bilda atomer.

12.2. Förklaring av den periodiska lagen

År 1914 det indikerades att ladda atomkärnor(G. Moseley) och det konstaterades att elementens kraft är i periodisk suspension inte i termer av grundämnenas atommassa, utan i termer av positiv laddning av kärnorna i deras atomer Men efter att ha ändrat formuleringen av den periodiska lagen förändrades inte formen av det periodiska systemet i princip, eftersom grundämnenas atommassa ökar i samma sekvens som laddningarna för deras atomer, förutom sekvensernas betydelse. argon - cal Ja, kobolt - nickel och telur - jod.

Anledningen till ökningen av kärnladdning när grundämnesantalet ökar är tydligt: ​​i atomkärnorna, under övergången från grundämne till grundämne, ökar antalet protoner monotont. Detta är strukturen hos atomernas elektronskal för den successiva ökningen av värdet på huvudkvantnumret upprepas med jämna mellanrum uppdateringar av liknande elektroniska versioner. När nya elektronsfärer inte bara upprepar sig, utan också viker sig till nya orbitaler, ökar antalet elektroner på atomernas yttre skal och antalet grundämnen i perioderna.

Första perioden: När den är fylld med elektroner av den första energinivån, som bara innehåller en orbital (1s orbital), så finns det bara två element: vatten (1s 1) och helium (1s 2).

Annan period: gå för att fylla en annan elektronboll (2s2p), som upprepar den första bollen (2s) och dess vikning (2p) – perioden har 8 element: från flygande till neon.

Tredje perioden: Låt oss gå för att fylla den tredje elektronkulan (3s3p), som upprepar en annan boll, och det finns ingen kompilering, eftersom fragmenten på 3d-undernivå inte tillhör denna boll; Denna period har också 8 element: från natrium till argon.

Fjärde perioden: Det finns en fyllning av elektroner i den fjärde bollen (4s3d4p), placerad i linje med den tredje halvan av de fem d-orbitalerna i 3d-underavdelningen, under vilken period det finns 18 element: kalium till krypton.

Femte perioden: Den femte sfären (5s4d5p) är fylld med elektroner, som inte har någon sammansättning mot den fjärde, och den femte perioden har 18 element: från rubidium till xenon.

Sjätte perioden: Det finns en fyllning av den sjätte bollen (6s4f5d6p), vikt mot hälarna med ytterligare utseende av sju orbitaler av 4f-undernivån, den sjätte perioden har 32 element: från cesium till radon.

Sjunde perioden: Den sjunde kulan (7s5f6d7p), liknande den huvudsakliga, är fylld med elektroner, som under denna period också har 32 element: från Frankrike till elementet med atomnummer 118, som är detsamma, men som fortfarande inte har något namn.

Således förklarar mönstren för bildning av elektronskal av atomer ett antal element i perioderna av det periodiska systemet. Kunskap om dessa regelbundenheter gör att vi kan formulera den fysiska positionen för ett kemiskt elements atomnummer i det periodiska systemet, perioden och gruppen.

Atomnummer element z – ce den positiva laddningen av en atoms kärna, vilket är lika med antalet protoner i kärnan och antalet elektroner i atomens elektronskal.

Period - detta är en horisontell sekvens av kemiska element, vars atomer innehåller lika mängder energinivåer, ofta eller på ytan fylld med elektroner.

Periodnumret är lika med antalet energinivåer i atomer, numret på den höga energinivån och värdena på huvudkvanttalet för den höga energinivån.

Grupp – detta är den vertikala sekvensen av element som har samma typ av elektronisk struktur av atomer, lika många externa elektroner, men en maximal valens och liknande kemiska egenskaper.

Gruppnumret är lika med antalet externa elektroner i atomerna, det maximala värdet av den stökiometriska valensen och det maximala värdet av det positiva oxidationssteget av elementet i den semiatomiska gruppen. Gruppnumret kan följas av det maximala värdet för elementets negativa oxidationssteg: det finns en skillnad mellan siffran 8 och gruppnumret, i vilket grundämnet läggs till.

12.3. Grundläggande former av det periodiska systemet

Det finns cirka 400 former av det periodiska systemet, men de bredaste är två: lång (18-klin) och kort (8-klin).

-valenselement och s-elektroner i den externa energinivån. länge sedan(18-kliniksystem) (detta presenteras i denna publik och i rapporten) det finns tre korta perioder och ännu längre. I korta perioder (första, andra och tredje) finns det bara s- och p-element, sedan har de 2 (första perioden) eller 8 element. I den fjärde och femte perioden finns det förutom s- och p-element 10 d-element, så det finns 18 element vardera. Den sjätte och sjunde perioden har f-element, och varje period innehåller 32 element. Alla f-element ingår i tabellen och är placerade längst ner (i tilläggsvyn) i två rader, och deras plats i systemet är markerad med stjärnor. Den första raden har 14 f-element, som går efter lantan, som kallas "lantanider", och i den andra raden odlas 14 f-element, som går efter aktinium, som kallas "aktinoider". Denna form av periodiska system rekommenderas av IUPAC för användning i alla länder.

-valenselement och s-elektroner i den externa energinivån. kort(8-klinik) system (även i denna publik och i talaren) f-element ingår också i tillägget, och de stora perioderna (4:a, 5:e, 6:e och 7:e), som uppgår till 18 element (utan f-element ), uppdelad i ett förhållande på 10:8 och den andra delen placeras under den första. På detta sätt består stora perioder av två rader (rader) av skinn. Detta alternativ i det periodiska systemet har en hel grupp, och huden av dem består av en huvud- och sekundär undergrupp. Huvudundergrupperna i den första och andra gruppen innehåller s-element och de andra innehåller p-element. Sidoundergrupper i alla grupper har d-element. Huvudundergrupperna innehåller 7-8 element, och sidogrupperna innehåller 4 element, förutom den åttonde gruppen, som har en sidoundergrupp (VIII-B) som består av nio element - tre "triader".

Detta system har undergruppselement fler elektroniska analoger. Element i en grupp och andra undergrupper är också analoger (de har samma antal externa elektroner), men analogin är inte densamma, eftersom Extern elektronik finns i olika källor. Den korta formen är kompakt och därför lätt att hantera, men det finns ingen entydig likhet mellan formen och det elektroniska hushåll av atomer som styr det gamla systemet.

Rumpa 9. Förklara varför klor och mangan finns i en grupp, men inte i olika undergrupper av det 8-cells periodiska systemet.

Beslut. Den elektroniska formeln för klor (atomnummer 17) är 3s 2 3p 5, och för mangan (atomnummer 25) är 4s 2 3d 5. I atomerna i båda elementen finns det också externa (valens) elektroner, så de finns i samma grupp (somies), men i olika undergrupper, fragment av klor -
p-element, och mangan är ett d-element.

12.4. Elementens periodiska kraft

Periodicitet återspeglas i strukturen hos atomernas elektronskal, vilket, enligt den periodiska lagen, gynnar kraften som ligger i elektronernas tillstånd: atom- och jonradier, joniseringsenergi, sporiditet till elektron, elektronegativitet och valens av element. Även om atomernas elektroniska struktur innehåller ett förråd och kraften i enkla ord och reaktioner, observeras periodicitet i de rika krafterna hos enkla ord och ord: temperatur och smältvärme och kokpunkt, tryck och energi hos det kemiska bindemedlet, elektroden potentialer, standard entalpi belysa talens entropi då. Den periodiska lagen styr över 20 potenser av atomer, element, enkla ord och former.

1) Atom- och jonradier

Zhidno kvantmekanik, en elektron kan vara när som helst nära kärnan i en atom, antingen i närheten eller på ett betydande avstånd. Därför är skillnaderna mellan bränslets atomer oviktiga. Samtidigt beräknar kvantmekaniken mångfalden i fördelningen av elektroner runt kärnan och den maximala elektrontätheten i hudorbitalen.

Orbitalradien för en atom (jon)- Gå över kärnan till den maximala elektrontätheten för den mest avlägsna yttre omloppsbanan för den atomen (jonen).

Orbitalradier (deras värden anges i guiden) ändras över perioder, eftersom En ökning av antalet elektroner i atomer (joner) åtföljs inte av uppkomsten av nya elektronkulor. Elektronskalet hos en atom eller jon i ett hudelement under perioden med utjämning framifrån stärks genom en ökning av kärnans laddning och en ökning av elektronernas gravitation till kärnan.

Gruppens omloppsradier kommer att öka, eftersom hudelementets atom (jon) störs av uppkomsten av en ny elektronkula.

Förändringen i omloppsatomradier under fem perioder visas i fig. 13, som visar att fyndigheten har ett "sågliknande" utseende som är karakteristiskt för en periodisk lag.

Små

13. Djup av omloppsradie

Men under perioder av förändring av storleken på atomer och joner är förändringen inte monoton: i vissa element undviks små "spikar" och "dippar". "Gaporna" innehåller vanligtvis element vars elektroniska konfiguration indikerar ökad stabilitet: till exempel i den tredje perioden finns magnesium (3s 2), i den fjärde finns det mangan (4s 2 3d 5) och zink (4s 2 3d 10) etc. . Utvecklingen av orbitala radier har genomförts sedan mitten av 70-talet av förra seklet på grund av utvecklingen av elektronisk datorteknik. Vi brukade fuska förut effektiv radier av atomer och joner, som fastställts från experimentella data om interna nukleära avstånd i molekyler och kristaller. I det här fallet överförs det att atomerna är i outhärdliga bitar, som håller ihop med sina ytor i golven. De effektiva radierna som uppträder i kovalenta molekyler kallas kovalent radier, i metallkristaller - metalevimi radier, i samband med jonkopplingen – med dem radier. Effektiva radier varierar beroende på omloppsradien, och deras förändring i position och atomnummer är också periodisk.

2) Energi och potential för jonisering av atomer

Energi av jonisering(E-jon) kallas energin som går åt till att avlägsna en elektron från en atom och omvandla atomen till en positivt laddad jon.

Experimentellt utförs jonisering av atomer i ett elektriskt fält, och mäter skillnaden i potentialer för vilka jonisering förväntas. Denna skillnad i potentialer kallas Joniseringspotential(J). Enheten för joniseringspotential är eV/atom, och enheten för joniseringsenergi är kJ/mol; Övergången från ett värde till ett annat följer följande förhållande:

E-jon = 96,5 J

Energin från den första elektronens atom kännetecknas av den första joniseringspotentialen (J1) och den andra av en annan (J2). De efterföljande joniseringspotentialerna ökar (tabell 1), och de återstående elektronerna måste avlägsnas från en jon med en positiv laddning, som ökar med en. 3 bord 1 är det tydligt att under loppet av sommaren observeras en kraftig ökning av joniseringspotentialen för J 2, för berylium – för J 3, för bor – för J 4, etc. En kraftig ökning av J uppstår när förlusten av externa elektroner upphör och den nya elektronen är på den främre energinivån.

bord 1

Joniseringspotentialer för atomer (eV/atom) för element från en annan period

element	J 1	J2	J 3	J 4	J5	J 6	J 7	J 8
Litium	5,39	75,6	122,4	–	–	–	–	–
Beryllium	9,32	18,2	158,3	217,7	–	–	–	–
Bor	8,30	25,1	37,9	259,3	340,1	–	–	–
Vuglets	11,26	24,4	47,9	64,5	392,0	489,8	–	–
Kväve	14,53	29,6	47,5	77,4	97,9	551,9	666,8	–
Kisen	13,60	35,1	54,9	77,4	113,9	138,1	739,1	871,1
Fluor	17,40	35,0	62,7	87,2	114,2	157,1	185,1	953,6
Neon	21,60	41,1	63,0	97,0	126,3	157,9

Joniseringspotentialen är en indikator på elementets "metallicitet": ju mindre den är, desto lättare är det för en elektron att avledas från atomen och desto starkare är manifestationen av elementets metalliska kraft. För grundämnen med vilka perioder börjar (litium, natrium, kalium, etc.) är den första joniseringspotentialen högre än 4–5 eU/atom, och dessa grundämnen är typiska metaller. I andra metaller är värdet på J 1 större, men inte mer än 10 enheter/atom, och i icke-metaller är det mer än 10 enheter/atom: för kväve 14,53 enheter/atom, syra 13,60 enheter/atom, etc.

De första joniseringspotentialerna ökar i perioder och förändras i grupper (fig. 14), vilket bekräftar ökningen av icke-metalliska krafter i perioder och metalliska i grupper. Därför är icke-metaller belägna i den övre högra delen, och metaller är belägna i den nedre vänstra delen av det periodiska systemet. Gränsen mellan metaller och icke-metaller är "bruten", eftersom De flesta element är amfotera (underordnade) av makt. Tim inte mindre, en sådan mental avspärrning kan utföras, baserat på indikationerna på den långa (18-stickade) formen av det periodiska systemet, som är här i publiken och talaren.

Små

14. Beroende av joniseringspotential

från atomnumret av grundämnen i den första – femte perioden.

Elektriskt flöde i gaser. Icke-självgenererande elektrisk urladdning.

Bevis visar att två olika laddade plattor separerade av en vindboll inte töms.

Betrakta ämnet i ett gasliknande tillstånd som en isolator, fragmenten av atomer eller molekyler som bildar det innehåller dock ett antal negativa och positiva elektriska laddningar och en neutral atmosfär.

Införd i utrymmet mellan plattorna är en halvfull av sirnika och alkoholdestillation (bild 164).

När detta händer kommer elektrometern snabbt att laddas ur. Sedan, under halvans inflytande, blev jag guide. När halvan tas bort från utrymmet mellan plattorna appliceras urladdningen från elektrometern. Detta resultat kan vändas genom att vända plåtarna med en lätt ljusbåge. Låt oss ta reda på vad som kan bli en ledare av elektrisk energi.

Fenomenet med passage av en elektrisk ström genom en gas, som är bortom kontrollen av något externt inflöde, kallas en icke-själv elektrisk urladdning. Termisk jonisering.

Uppvärmning av gasen fungerar som en elektrisk ledare, och fragment av atomer och molekyler i gasen omvandlas vid laddning av jonen.

För att ta bort en elektron från en atom är det nödvändigt att arbeta mot krafterna från Coulomb-tyngdkraften mellan den positivt laddade kärnan och den negativa elektronen. Processen att ta bort en elektron från en atom kallas atomisk jonisering. Den minsta energi som måste förbrukas för att extrahera en elektron från en atom eller molekyl kallas bindningsenergi.

Processen för frisättning av fria elektroner och positiva joner på grund av sammansmältning av atomer och molekyler till en gas vid höga temperaturer kallas termisk jonisering.

Plasma. En gas där en betydande del av atomerna och molekylerna joniseras kallas plasma. Stadiet för termisk jonisering av plasma beror på temperaturen. Till exempel, vid en temperatur på 10 000 K, joniseras mindre än 10 % av det totala antalet atomer i vatten vid temperaturer över 20 000 K, vatten är praktiskt taget fullständigt joniserat.

Elektroner och joner i plasma kan kollapsa under påverkan av ett elektriskt fält. Sålunda, vid låga temperaturer fungerar gasen som en isolator, vid höga temperaturer omvandlas den till plasma och blir en ledare av elektricitet.

Fotojonisering. Den energi som krävs för att driva en elektron från en atom eller molekyl kan överföras av ljus. Joniseringen av atomer och molekyler under infusion av ljus kallas fotojonisering.

Oberoende elektrisk urladdning. När det elektriska fältets intensitet ökar till ett visst värde som ligger i gasens natur och dess tryck, uppstår en elektrisk ström i gasen utan insprutning av externa jonisatorer. Fenomenet med passage genom gasen av en elektrisk ström, som är närvarande i närvaro av externa jonisatorer, kallas en självuppehållande elektrisk urladdning.

I vind under atmosfärstryck uppstår en självuppehållande elektrisk urladdning vid en elektrisk fältstyrka som är ungefär lika med

Huvudmekanismen för gasjonisering under en självförsörjande elektrisk urladdning är jonisering av atomer och molekyler efter elektronpåverkan.

Jonisering genom elektronisk påverkan. Jonisering genom elektronstöt är möjlig om elektronen färdas tillräckligt länge för att ha kinetisk energi som uppväger elektronens bindningsenergi W till atomen.

Den kinetiska energin Wk för en elektron, som kombineras med kraften från det elektriska fältet, är det traditionella arbetet med elektriska fältkrafter:

de l - Dovezhina på lång sikt.

Stjärnan är nära joniseringshuvudet med en elektronisk stöt, ser det ut som

Bindningsenergin hos elektroner i atomer och molekyler uttrycks i första hand i elektronvolt (eV). 1 eV är det nuvarande elektriska fältet när en elektron (eller en annan partikel som bär en elementär laddning) rör sig mellan punkter i fältet, spänningen mellan dem är 1 V:

En vattenatoms joniseringsenergi är till exempel 13,6 eV.

Självurladdningsmekanism. Utvecklingen av en självförsörjande elektrisk urladdning i gas sker på detta sätt. En fri elektron accelererar under påverkan av ett elektriskt fält. Eftersom den elektriska fältstyrkan är hög har elektronen, med en lång färd över plattan, större kinetisk energi, som, när den är kopplad till en molekyl, joniserar den.

Den första elektronen, som är ett resultat av joniseringen av molekylen, och den andra elektronen, som härrör från jonisering, under påverkan av det elektriska fältet, accelererar direkt från katoden till anoden. Huden från dem släpper en elektron till och dolt nummer fria elektroner blir lika delar. Sedan ökar den bara till 8, 16, 32, 64, etc. Antalet bra elektroner som kollapsar från katoden till anoden ökar som en lavin tills den når anoden (bild 165).

De positiva joner som finns i gas kollapsar under inflödet av ett elektriskt fält från anoden till katoden. När positiva joner träffar katoden och under påverkan av ett ljus, vilket resulterar i urladdningsprocessen, kan nya elektroner komma ut från katoden. Dessa elektroner, i sin tur, störs av det elektriska fältet och skapar nya elektron-jon laviner, så processen kan fortsätta utan avbrott.

Koncentrationen av joner i plasman ökar med utvecklingen av en självförsörjande urladdning, och det elektriska stödet för urladdningsgapet förändras. Strummens styrka i lancusen av självuppehållande urladdning bestäms både av strumajiggens inre stöd och det elektriska stödet från andra delar av pålen.

Gnistutsläpp. Bliskavka. Eftersom kärnan inte kan stödja en självförsörjande elektrisk urladdning under tre timmar, kallas den självförsörjande urladdningen som uppstår en gnisturladdning. Gnisturladdningen appliceras inom en kort period av en timme efter att urladdningen påbörjats som ett resultat av en betydande spänningsförändring. Applicera en gnistorladdning - gnistor som avges när håret borstas, papper separeras eller en kondensator urladdas.

Fristående elektrisk urladdning och gnistrar, som ska skyddas mot vid åskväder. Strömmens styrka i blixtkanalen når 10000-20000 A, varaktigheten av strömpulsen är flera tiotals mikrosekunder. En fristående elektrisk urladdning mellan åskvädret och jorden efter flera slag av blixten själv urladdas, och de flesta av de överskjutande elektriska laddningarna i åskvädret neutraliseras av den elektriska strömmen som flyter blixtpistolens plasmakanal (Fig. 166) ).

Med ökad kraft i gnistkanalen värms plasman till en temperatur på över 10 000 K. Ändra trycket i gnistans plasmakanal och med ökad kraft orsakar flödet och urladdningen ljudboxar som kallas åska.

Pyrande flytningar. När gastrycket i utloppsutrymmet reduceras blir utloppskanalen bredare och då fylls hela utloppsröret jämnt med plasma som lyser. Denna typ av självförsörjande elektrisk urladdning i gaser kallas en glödande urladdning (bild 167).

Elektriska ljusbågar. Om kraften i strömmen i en självförsörjande gasurladdning är mycket hög, kan effekterna av positiva joner och elektroner orsaka uppvärmning av katoden och anoden. Från katodens yta, vid höga temperaturer, genereras elektroner, vilket säkerställer stödet av en självuppehållande urladdning i gasen. Den vanligaste självförsörjande elektriska urladdningen i gaser, som drivs av termoelektronisk emission från katoden, kallas en ljusbågsurladdning (fig. 168).

Corona urladdning. I starkt heterogena elektriska fält som skapas till exempel mellan en vind och ett plan eller mellan en pol och ett plan (kraftledning) uppstår en oberoende urladdning av en speciell typ, kallad kronurladdning. Under en koronaurladdning sker jonisering av en elektronisk stöt nära en av elektroderna, i ett område med hög elektrisk fältstyrka.

Stagnation av elektriska urladdningar. Elektronernas påverkan, som sprids av det elektriska fältet, leder inte bara till jonisering av atomer och molekyler i gasen, utan också till uppvaknande av atomer och molekyler, vilket åtföljs av ljusgenerering. Ljusinducerad plasmautbredning av en självuppehållande elektrisk urladdning är allmänt erkänd i människors herravälde ta u pobuti. Det är dagsljuslampor och gaturladdningslampor, belysning, ljusbåge i filmprojektionsapparaten och kvicksilverkvartslampor, som används på sjukhus och kliniker.

Hög temperatur Plasmabågarladdning gör att den kan frysa för skärning och svetsning av metallstrukturer, för smältning av metaller. Med hjälp av en gnisturladdning bearbetas delar av de hårdaste materialen.

Elektrisk urladdning i gaser är ett onödigt fenomen som kräver teknik för att bekämpa. Så, till exempel, leder en elektrisk urladdning från korona från ledningarna till högspänningsledningar till betydande slöseri med elektricitet. Ökningen av dessa kostnader på grund av den ökade spänningen leder till en ytterligare ökning av spänningen i kraftledningen, såväl som en minskning av energiförbrukningen för uppvärmning av ledningarna, en sådan ökning är nödvändig.

Rekombination.

Rekombination är en joniseringsprocess. Det utvecklas vid jonens begravda elektron. Rekombination orsakar en förändring i laddningen av en jon eller omvandlar jonen till en neutral atom eller molekyl. Det är också möjligt att rekombinera en elektron och en neutral atom (molekyl), vilket leder till skapandet av en negativ jon, och i sällsynta fall, rekombination av en negativ jon med skapandet av två tre gånger laddade negativa joner. I vissa fall kan elektroner ersättas av andra elementarpartiklar, såsom mesoner, kollapsande mesoatomer eller mesomolecules. I de tidiga stadierna av världens utveckling utfördes reaktionen av vattenrekombination.

Rekombination är en process som reverserar tills den kemiska bindningen bryts ner. Rekombination är associerad med bildandet av en vanlig kovalent bindning för acceleration av oparade elektroner som ligger på olika partiklar (atomer, fria radikaler)

Tillämpningar av rekombination:

H + H -> H2 + Q;

Cl + Cl → Cl2 + Q;

CH3 + CH3 → C2H6 + Q och in.

Typen av atom kommer att innehålla dess radie, joniseringsenergi, elektrondensitet, elektronegativitet och andra parametrar för atomen. Atomernas elektronskal representerar de optiska, elektriska, magnetiska och, ännu viktigare, de kemiska krafterna hos atomer och molekyler, såväl som de större krafterna hos fasta ämnen.

En atoms magnetiska egenskaper

Elektron är kraftfull magnetiskt moment, som kvantiseras direkt parallellt eller parallellt med det givna magnetfältet. Eftersom två elektroner som upptar en omloppsbana svänger i en rak linje (baserat på Pauli-principen), så kan en av varje släcka stanken. Vem vet vad elektronik parat. Atomer, som är fria från parade elektroner, avlägsnas från magnetfältet. Dessa atomer kallas diamagnetisk. Atomer, som innehåller en eller flera oparade elektroner, dras in i magnetfältet. Stanken kallas diamagnetisk.

Det magnetiska momentet för en atom, som kännetecknar intensiteten av interaktionen mellan en atom och ett magnetfält, är praktiskt taget proportionell mot antalet oparade elektroner.

Egenskaperna hos den elektroniska strukturen hos atomer av olika element återspeglas i sådana energiegenskaper som joniseringsenergi och sporiditet till en elektron.

Energi av jonisering

Energi (potential) för jonisering av en atom E i- minimal energi, det är nödvändigt att ta bort en elektron från en atom i oändlighet som liknar lika

X = X + + e −

Dessa är betydelsen av atomerna i alla element i det periodiska systemet. Till exempel motsvarar joniseringsenergin för en vattenatom övergången av en elektron från 1 K-ny energi (−1312,1 kJ/mol) på samma nivå som nollenergi och +1312,1 kJ/mol.

Förändringen i de första joniseringspotentialerna, som indikerar avlägsnandet av en elektron, av atomer visar tydligt en periodicitet på grund av ökningar av atomnumret:

När Ryssland rör sig till höger under perioden ökar joniseringsenergin till synes gradvis, och med ökningen av serienumret mellan grupperna förändras den. Den minsta initiala joniseringspotentialen är för basmetaller, den maximala är för ädelgaser.

För just samma atom kommer den tredje och nuvarande joniseringsenergin alltid att öka eftersom elektroner måste avlägsnas från den positivt laddade jonen. Till exempel, för en litiumatom når en annan tredje joniseringsenergi 520,3, 7298,1 och 11814,9 kJ/mol, på liknande sätt.

Elektronflödessekvensen är den initiala sekvensen av populationen av orbitaler med elektroner som följer principen om minimal energi. Men elementen som sätter sig M- orbitaler, och med skulden - vi slösar inte bort stanken framför oss M-, A K- Elektronik.

Sporiditet till elektron

En atoms affinitet till en elektron A e - skapandet av atomer förvärvar en extra elektron och omvandlas till en negativ jon. En värld av sporiditet för elektronen är den energi som ser eller bleknar med den. Affiniteten till elektronen för den traditionella joniseringsenergin för den negativa jonen X − :

X − = X + e −

Halogenatomerna har störst affinitet för elektroner. Till exempel, för en fluoratom, åtföljs förstärkningen av en elektron av 327,9 kJ/mol energi. För ett antal grundämnen är sporiditeten för en elektron nära noll eller negativ, vilket innebär närvaron av en stabil anjon av detta element.

Orsaka att elektrontätheten för atomer av olika element förändras parallellt med ökningen av energin för deras jonisering. Men för vissa par av element finns det problem:

element	Ei kJ/mol	A e kJ/mol
F	1681	−238
Cl	1251	−349
d	1402	7
P	1012	−71
O	1314	−141
S	1000	−200

Detta kan förklaras utifrån den mindre storleken på de primära atomerna och det större elektroniska innehållet i dem.

Elektronnegativitet

Elektronegativitet kännetecknar förmågan hos en atom i ett kemiskt element att förskjuta elektronisk skada när en kemisk bindning skapas (i ett element med hög elektronegativitet). Den amerikanske fysikern Mulliken definierade elektronegativitet som det aritmetiska medelvärdet mellan joniseringspotentialen och sporiditeten till en elektron:

χ = 1/2 ( Ei + A e)

Problemet med att använda denna metod ligger i det faktum att värdet av sporiditet för elektronen inte är synligt för alla element.