Литий атом, ионизация

Атом лития состоит из ядра с зарядом + 3 (Z = 3) и трех электронов. Первая энергия ионизации, ЭИ(, атома с несколькими электронами представляет собой энергию, необходимую для удаления одного электрона. Для лития эта энергия отвечает процессу [c.350]

Электронное строение атома бериллия в газообразном состоянии — 15 25% Увеличение заряда ядра атома бериллия по сравнению с зарядом ядра атома лития наряду с тем, что 25-электроны только частично экранируют друг друга, приводит к двум эффектам 1) атом Ве имеет металлический радиус только 0,89 А, значительно меньше, чем в случае лития (1,22 А) 2) потенциалы ионизации Ве, 9,32 и 18,21 эв, гораздо большие, чем у Ы (5,39 эе), делают Ве значительно менее электроположительным, если рассматривать его хилшческие свойства в сравнении со свойствами Действительно, не существует никаких кристаллических соединений или растворов, в которых ионы Ве + существовали бы как таковые. Все соединения, строение которых было определено, даже соединения с наиболее электроотрицательными элементами, такие, как ВеО и ВеР.,, по крайней мере частично обладают ковалентным характером связи. Электронное строение атомов других элементов II группы (Mg, Са, 5г, Ва и Ка) подобно строению атома Ве. Однако больший размер этих ато.мов уменьшает влияние заряда ядра на валентные электроны. Так, их потенциалы ионизации ниже, чем у Ве они в основном более электроположительны, а ионная природа их соединений законо-.мерно возрастает в группе сверху вниз. [c.67]

В качестве примера выясним, к какому из атомов перейдет электрон при образовании гидрида лития LiH. Потенциал ионизации лития равен 124, а энергия его сродства к электрону составляет 19 ккал/-г-атом, тогда 1и + Li =124+19=143 ккал/г-атом. Для водорода / =313, а Ен= 7 ккал/г-атом, т. е. соответствующая сумма равна 330 ккал/г-атом. Это значит, что электроотрицательность водорода намного больше, чем лития и, следовательно, в гидриде лития присутствуют ионы Li+ и Н". Понятие электроотрицательности нужно для приближенной оценки прочности связи. Так, в сталеплавильных шлаках наряду с другими элементами присутствуют кальций, железо, кислород, сера. Электроотрицательность кальция равна 1, железа около 1,6, кислорода 3 и серы 2,5. Отсюда следует, что связь кальция с кислородом и серой сильнее, чем их связь с железом, а также и то, что окись кальция прочнее сульфида кальция. [c.299]

В табл. 5.12 приведены данные для однократно ионизованных атомов, т. е. атомов, потерявших один электрон. Потенциалы ионизации, соответствующие двух- и трехкратно ионизованным атомам, естественно, большие величины, так как на отрыв электрона от положительно заряженного иона требуется больше энергии, чем на отрыв от нейтр льного атома. Значение потенциала ионизации зависит от величины радиуса атома (табл. 5.13). Чем меньше атомы или чем ближе к ядру расположены валентные электроны, тем труднее их оторвать. Например, в группе щелочных металлов наименьшее значение потенциала ионизации имеет наиболее крупный атом цезия, а наибольшее значение — самый маленький атом лития. [c.153]

В данном случае литий при ионизации отдает внешний электрон. Тогда электронная оболочка лития будет содержать два электрона и по своему характеру имитировать инертный газ гелий, а фтор, восприняв электрон, будет иметь на внешней оболочке восемь электронов и поэтому соответствовать инертному газу неону. То же самое можно сказать о натрии, калии, рубидии при их реагировании с любым галоидом, только в отличие от лития при отдаче электрона они будут иметь, как и галоиды, на внешней оболочке по восьми электронов. Атом магния, стоящий во второй группе таблицы Менделеева, имеет на внешней оболочке два электрона, которые он может отдать, атом алюминия, относящийся к третьей группе, имеет три электрона. [c.67]

Природу химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации — валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т. е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет также электрическую проводимость металла. [c.89]

Однако единственный электрон, имеющийся в структуре атома водорода, насыщает квантовый уровень К в высокой степени — на целых 50% (это —один электрон из двух возможных), что, в частности, сказывается и на величинах энергии ионизации. Таковая в электронвольтах на атом составляет для лития — 5,37, для нат- [c.85]

В отношении электростатической теории это было сделано В. Косселем и М. Борном. В основу было положено представление о стремлении атомов при реакциях принимать электронную структуру ближайшего благородного газа. Атом натрия может выполнить это, отдав один электрон. Возникающий таким образом ион Ма+ имеет все электронные оболочки неона. Атом фтора для того, чтобы превратиться в ион с электронной структурой неона, должен, наоборот, получить электрон, образуя ион Р . Таким образом, при встрече атомов натрия и фтора электрон должен перейти от натрия к фтору, после чего возникшие ионы Ыа+ и притягиваются друг к другу благодаря кулоновскому притяжению. С энергетической точки зрения такой переход электрона объясняется тем, что у атомов щелочных металлов потенциал ионизации мал, а у галогенов имеется сродство к электрону. Эти обстоятельства и выражают указанные тенденции атомов получать электронную оболочку ближайшего благородного газа. Для атомов натрия и хлора сомнений в том, в какие ионы превращаются атомы, нет. Однако в общем случае решение этого вопроса может быть не столь простым. Так, неясно априори, какой из атомов передает свой электрон другому для пары атомов — литий или водород. Решение этого вопроса в общем виде принадлежит Л. Полингу. Его рассуждения сводятся к следующему. [c.322]

Решение. Атом лития состоит из ядра с зарядом -(-3(2=3) и трех электронов. Первый потенциал ионизации ПИ1 атома, содержащего больше одного электрона, равен энергии, необходимой для удаления одного электрона. В случае лития [c.15]

Таким образом, в водной среде литий обнаруживает большую склонность к окислению, чем цезий. Это кажущееся противоречие, однако, разрешается, если рассмотреть энергию гидратации обоих ионов. Ион лития имеет значительно меньший радиус (0,71 А), чем ион цезия (1,74 А), и вследствие этого при гидратации Li высвобождается намного большая энергия, так как он сильнее притягивает молекулы воды. Атом лития сильнее притягивает свой валентный электрон (и имеет больший потенциал ионизации) по той же причине, по которой он сильнее притягивает молекулы воды. Это и объясняет, почему литий обладает наибольшим стандартным потенциалом окисления среди всех металлов. [c.344]

Возвращаясь к литию, отметим, что этот элемент в какой-то степени аналогичен водороду из-за того, что его атом содержит один 2з-электрон, и литий легко образует ион 1л . Однако первый потенциал ионизации лития /1(1л) = 5,39 эВ существенно меньше, чем у водорода, здесь уже сказывается рост главного квантового числа (вспомним формулу (2)). Поэтому литий легко реагирует с большинством неметаллов, хорошо растворяется в кислотах, теряя электрон и переходя в ион 1л , т. е. проявляет свойства типичного активного металла. [c.39]

Из приведенных данных видно, что по величине энергии ионизации водород стоит шачительно ближе к фтору, чем к литию, и никакие металлические свойства свободному атому водорода, следовательно, не присущи. Точно так же положительно заряженный ион водорода не имеет ничего общего со свойствами ионов щелочных металлов, поскольку является элементарной частицей — протоном. Вместе с тем в электрохимическом ряду напряжений водород ведет себя как металл. Это объясняется тем, что электрохимический ряд напряжений служит характеристикой атомов металлов в водных растворах (см. гл. V, 11). При ионизации атома водорода в присутствии воды образуется ион гидроксония Н3О+, что сопровождается выделением энергии. Вследствие этого энергия ионизации атома водорода в водном растворе резко снижается и становится близкой к величине энергии ионизации атомов металлов. Заметим, что по некоторым физическим свойствам ион Н3О+ в растворе ведет себя подобно катионам щелочных металлов. Однако эти особенности не относятся к атому или иону водорода и не дают оснований рассматривать его как металл. Сходство строения внешней электронной оболочки атома водорода с внешними электронными оболочками атомов щелочных металлов носит, следовательно, такой же формальный характер, как и однотипность строения внешних электронных оболочек атома гелия и атомов элементов II группы. [c.160]

Суть поведения элементов 2-го периода состоит в том, что имеющиеся на втором уровне два подуровня (s- и р-орбитали) довольно значительно отличаются по энергиям. Потенциал ионизации резко падает при переходе от гелия к литию, потому что третий электрон, в соответствии с принципом Паули, располагается на 25-орбитали. Затем на этот же -подуровень попадает еще один электрон и под действием увеличившегося заряда ядра атом становится меньшего радиуса. Силы притяжения ядра обусловливают возрастание потенциала ионизации. Далее для величины этой энергии при движении вдоль периода наблюдается общее повышение с двумя небольшими скачками (уменьшение потенциала). Первый вызван размещением пятого электрона В на 2р-орбитали, а второй скачок происходит у кислорода, когда одна из р-орбиталей, на которых рань- [c.201]

Элементы принято характеризовать электроотрицательностью, которая представляет собой арифметическую сумму величин энергии ионизации и сродства к электрону. Так, например, энергия ионизации фтора составляет 415 ккал г-атом (1739 кдж г-атом), а сродство к электрону равно 95 ккал г-атом (398 кдж г-атом). Следовательно, электроотрицательность равна 415 + 95 = = 510 ккал г-атом (2137 кдж г-атом). Электроотрицательность лития равна 123 + 5 = 128 ккал г-атом (536 кдж г-атом). [c.57]

Главными достоинствами искрового ионного источника и масс-спектрометра с двойной фокусировкой является высокая абсолютная чувствительность — до 10 2 г, практически равновероятная ионизация всех атомов анализируемого вещества, одновременная регистрация на фотопластинку элементов от лития до урана включительно с относительной чувствительностью до 10 ат. % при расходе на проведение анализа нескольких миллиграммов пробы. Нестабильность вакуумного искрового разряда и соответственно ионных токов долгое время являлась причиной применения фоторегистрации заряженных частиц. Фотопластинка в данном методе выполняла роль интегрирующего элемента. В последние два-три года в искровой масс-спектрометрии фотопластинки успешно заменяются элект-рорегистрациен. [c.5]

Уменьшаясь по периоду от щелочного металла до галогена, атомный радиус следующего щелочного металла снова увеличивается и становится больше радиуса атома предыдущего щелочного металла. Например, атом лития имеет радиус 0,158 нм, а радиус атома натрия—0,171 нм. Потенциалы ионизации элементов внутри каждой группы сверху вниз уменьшаются, а в периоде слева направо — возрастают. Так, потенциал ионизации лития —632, цезия — 376, а неона —2064 кДж/моль. [c.39]

При ионизации атом стремится принять наиболее устойчивую конфигурацию ближайшего восьмиэлектронного элемента нулевой группы (или гелия). Поэтому литий легко теряет один электрон — это резко выраженный электроположительный металл, а фтор легко приобретает электрон — резко выраженный электроотрицательный металлоид. Труднее теряет два электрона бериллий и приобретает два электрона кислород. Металлические свойства первого и металлоидные второго менее отчетливы. Еще менее отчетливы они у бора и азота. Первый может в некоторых случаях не только терять 3 электрона, но и приобретать 5 электронов, играя роль металлоида, а второй терять 5 электронов, играя роль металла. Углерод занимает ясно выраженное промежуточное положение. Способность терять я электронов отвечает положительной л-валентности, а способность приобретать т электронов— отрицательной т-валентности. Очевидно, что т- -п = 8. Изложенные представления легли в основу теории сродства [c.312]

Это энергия, которую нужно придать одному электрону с внешней оболочки, желающему покинуть свой атом, чтобы удалиться на бесконечное расстояние от ядра. Литий, например, имеет очень малую энергию ионизации и способен даже при простом облучении солнечным светом отдать свой электрон. Хлор, наоборот, очень упрям и отличается большой энергией ионизации. [c.180]

Как указывалось выше, решение полученной системы уравнений представляет собой значительные практические трудности. В связи с этим попытаемся получить более простые соотношения при использовании обоснованных допущений. Будем считать степень ионизации достаточно малой, чтобы можно было пренебречь взаимодействием ион—электрон. Сечение взаимодействия электрон—атом будем считать независящим от энергии электрона (это достаточно хорошо выполняется для лития). В этом случае система расчетных уравнений может быть получена в следующем виде. [c.34]

Электронная конфигурация атома лития ls22s . Атомный объем равен 13,1 см 1г-атом [И], атомный радиус 1,57 А [12]. Энергии ионизации (эв) Li - Li+- Li +- Li3+ соответственно равны [13] 5,390 75,619 122,419. Ионный радиус Li+ — 0,68 А. [c.11]

Щелочным металлом начинается каждый новый период. По сравнению с другими элементами у Щ. м. самые низкие энергии ионизации, а радиусы атомов и ионов наибольшие. С увеличением радиусов атомов от лития к францию уменьшаются ионизационный потенциал и энергия сродства к электрону следовательно, легкость отдачи электрона увеличивается. Таким образом, восстановительная способность Щ. м. увеличивается сверху вниз. От лития к францию число электронных оболочек возрастает от 2 до 7. Атом лития отличается от остальных Щ. м. тем, что его предвнешний уровень заселен двумя элек- [c.356]

Бериллий. Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентны с электрона бериллия находятся в состоянии 2s. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 2 -электронов промотиру-ет на 2р-орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2р-орби-тали определяет специфические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 две связи по обменному механизму и две — по донорно-акцепторному. Первый потенциал ионизации бериллия наибольший не только среди элементов ПА-группы, но больше 1 лития и бора. Для химии водных растворов бериллия аномально большое значение ионного потенциала играет особую роль Ве2+ — 58,5 Mg — 27,3 Са — 19,2 Sr — 16,6 Ва2+ — 15,0. Наконец, бериллий проявляет диагональную аналогию с алюминием в больщей мере, чем литий с магнием. [c.315]

Анодные поляризационные кривые, снятые на сплавах системы Гв-Мо-л й в растворе 4н серной кислоты сохраняют особенности, присущие основе сплавов - железу. Причем, кривые, снятые для гомогенизированных, двухфазных сплавов, в пределах ошибки эксперимента повторяют зависимости, набладаемые для литых образцов. Вяи-яние упрочняющей интерметаллидной фазы 1 2 ( Ло) при переходе из однофазной А двухфазную область не проявляет себя ни в виде дополнительного максимума, ни в виде активационного участка. В сплавах, богатых железом, анодный процесс контролируется растворением железа и обогащением поверхности электроположительного молибдена. Сначала растворяется железо, затем оба компонента, но скорость анодного процесса в целом определяется ионизацией молибдена. Этот механизм подтверждают данные, полученные с пааощью спектрофотометрического метода анализа раствора после выдержки сплава, содержащего 20 ат. молибдена, в 4н серной кислоте при заданных потенциалах. Добавки ниобия до 5 ат. не оказывают заметного влияния на коррозионные свойства железа. Ори увеличении концентрации происходит постепенное снижение на два порядка критических токов коррозии 0 замедление процесса перепассивации. [c.5]

ГИИ диссоциации молекул Рг и большой энергии связи С—F), а йод, наоборот, даже не дал продукта внедрения, среди щелочных металлов наиболее прочно связывается с графитом цезий, а натрий и в особенности литий не дают графитидов. Это понятно, так как сумма энергий атомизации и ионизации лития равна 163 ккал/г-атом, для натрия эта величина равна 144, а для калия, рубидия и цезия соответственно 121, 116 и 108 ккал/г-атом. [c.379]

I группы или щелочных металлов Li, Na, К, Rb, s, (Fr), атом которых обладает единственным электроном на s-орбитали уровня, следующего за восьмиэлектронным уровнем атома инертного газа (в отличие от Си, Ag, Au). Химия этих элементов является наиболее простой по сравнению с химией элементов любой другой группы. Здесь также сходство между первым членом группы и родственными элементами значительно больше, хотя исключительно небольшие размеры атома и иона лития приводят к некоторым заметным отличиям в химических свойствах, которые будут подробнее рассмотрены в дальнейшем. Низкий потенциал ионизации (5,39 эе) обусловливает легкое образование иона Li , который существует как таковой в кристаллических солях, например Li l. В растворах ион сильно сольватирован, и в водном растворе его можно представить в виде Li (aq). Литий образует ковалентные связи Li — X. Вблизи точки кипения пар металла лития преимущественно одноатомен, но содержит около 1"/о двухатомных молекул Lig. Такие молекулы были обнаружены по характерному полосатому спектру. Несмотря на то что в первом приближении можно считать, что связь Li — Li обусловлена s—s-нерекрыванием, более подробное изучение свидетельствует о том, что имеется некоторая s—р-гибридизация, Б результате которой связь приобретает на 14 /о р-характер. Энергия связи Li —Li (27 ккал моль) довольно низка, а межатомное расстояние Li — Li равно 2,67 А. Существуют соединения лития, подобные gHgLi и gH-Li, которые проявляют свойства типичных ковалентных соединений, будучи довольно летучими и растворимыми в неполярных растворителях. В настоящее время не только не известны другие степени окисления лития, отличные от -fL но их нельзя ожидать вследствие того, что Li" обладает конфигурацией [c.57]

Сродство к электрону. Присоединение электрона к атому, иону или молекуле тоже будет сопровождаться энергетическим эффектом. Энергия, выделяющаяся при этом, называется сродством к электрону А. По алгебраическому знаку сродство противоположно энергии ионизации, т. е., как правило, Л — положительная величина. Если сродство к электрону отрицательно, то это означает, что частица принимает электрон лишь в силу каких-то обстоятельств. В этом случае, чтобы заставить принять электрон, требуется затратить энергию. Так, щелочные металлы слабо удерживают свой единственный внешний электрон величина Л ж 70 кДж/моль атомов (для лития и натрия). Для бериллия и магаия установлено небольшое отрицательное сродство от —30 до —60 кДж/моль атомов. У них имеются заполненные -орбитали, которые и делают э1щотермическим процесс образования их отрицательного иона. Вообще же сродство к электрону в ряду литий — фтор имеет тенденцию к возрастанию и атом фтора — самый элекроотрицательный элемент во всей периодической системе. Склонность к образованию анионов растет по периоду и убывает вниз по группе. Встречаются и исключения из правила, например сродство к электрону у хлора больше, чем у фтора. Величины энергии сродства к электрону известны для лебольшого числа элементов, так как прямое их экспериментальное определение сопряжено со значительными трудностями, а теоретический расчет (по методу Хартри — Фока или с использованием цикла Борна — Габера) также довольно сложен л к тому же ке всегда надежен. Точно, однако, известно, что процесс присоединения второго электрона всегда эндотермический и потому не могут существовать в свободном виде двухзарядные отрицательные ионы типа 0 , и др. Значение сродства [c.167]

Характеристика элемента. Бериллий, так же как и литий, относится к числу -элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Ве, помещается на 25-орбитали. Энергия ионизации бериллия выще, чем у лития, из-за большего заряда ядра. Эффективный заряд ядра, влияющий на четвертый -электрон, равен гэфф=1,66. В результате взаимодействия ядра с электронным окружением атом становится меньше (/ ве=1,ИА). Удалить электроны с 2 -орбиталп не просто первый потенциал ионизации почти в два раза больше, чем у лития, а второй потенциал так высок (18,2 эВ), что существование иона Ве + (с полной потерей двух электронов) практически невозможно. Даже в соединениях с фтором связи Ве—Р в значительной степени ковалентны, не говоря уже о связях с другими элементами. Следовательно, степень окисления -Ь2, приписываемая ему, величина условная. Для образования ковалентных связей бериллию необходимо разъединение (распаривание) 25-электронов. Чтобы это произошло, один из них должен перейти на более высокую 2р-орбиталь. Таким образом, когда атом бериллия переходит в такое состояние, его два электрона занимают две эквивалентные 5р-гибридизованные орбитали. Несмотря на то что связи бериллия в основном ковалентны даже в простых солях, все же был оценен его примерный ионный радиус 0,31 А. Это меньше, чем у атома водорода и иона Н+, и, следовательно, создает значительное поле положительного заряда и делает его способным прочно связывать анион кислорода, даже отнимая его у гидроксил-иона [c.205]

ЛИТИЙ (Lithium) Li — химич. элемент I rp. периодич. системы Менделеева, п. н. 3, ат. в. 6,939. Природный Л. состоит из двух стабильных изотопов с м. ч. 6 (7,52%) и 7 (92,48%). Искусственные радиоактивные изотопы Л. Li = 0,841 сек.) и Li (Ti/j = 0,168 сек.). Важной для технич. использования особенностью Л. является резкое различие в значениях поперечного сечения поглощения тепловых нейтронов (а) его изотопами. Значение а (в барнах)-. Li 910, Li 0,033 (при 67 для естественной смеси изотопов). Электронная конфигурация атома Л. Is22s. Энергии ионизации (в зв) Li —> Li+ -< Li-+ - Li + соответственно равны 5,390 75,619 122,419. [c.489]

Суммируя значения вычисленных энергий ионизации и энергии сродства к электрону, получим для цезия g=90 ккал(г-атом, для литиями = 128 ккал1г-атом. Это абсолютное значение [c.47]

Потенциал ионизации — энергия, которую необходимо затратить для удаления электрона из атома или иона, а сродство к элементу — энергия, освобождающаяся при присоединении добавочного электрона к электронейтральному атому. Для удобства вместо абсолютных значений электроотрицательности (в кдж/г-атом или в ккал1г-атом) используют значения относительной электроотрицательности (ОЭО). С этой целью электроотрицательность лития принимают равной единице и по отнощению к этой величине выражают электроотрицательность других элементов. Например, ОЭО фтора равна [c.44]

На рис. V, 4 показана зависимость теплоемкости (Ср) для частиц различного рода. Атомы инертных газов и ионы, отвечающие им по структуре, в пределах температур до 6000° К за немногими исключениями сохраняют постоянное значение Ср = =4,97 кал град г-атом) [или кал (град г-ион)]. Частицы с другим строением электронных оболочек обладают обычно более низкими уровнями возбуждения. Их теплоемкость отклоняется от значения 4 97 кал град моль) уже при более низких температурах. На рйс. VI, 4, приведены некоторые характерные примеры таких частиц. Так, у атомов элементов подгруппы лития обнаруживаются в рассматриваемом пределе температур значительные отклонения Ср от указанного предельного значения, причем для Сз эти отклонения становятся заметными начиная с 1500° К, для КЬ и К —с 1700° К, для N3 —с 2100° К и для —с 1800° К. Это, естественно, приводит к усложнению зависимости от температуры и других термодинамических функций этих элементов. Поэтому процессы ионизации атомов Ы—Сз и процессы диссоциации на атомы двухатомных молекул этих элементов существенно отклоняются от однотипности уже при умеренно высоких температурах. Вещества неоднотипные (например, Ыа, Мо, Ре, РЬ, 51) имеют [c.176]

Из-за увеличения эффективного заряда ядра, который стягивает внешнее облако электронного зЭрйда, атом бериллия много меньше атома лития, а его первый потенциал ионизации больше. При переходе внутри группы от бериллия к барию значительно увеличиваются размеры как атома, так и иона (М +) в результате бериллий занимает в группе особое положение он образует ковалентные соединения, в то время как соединения остальных элементов группы ПА почти всегда ионные. [c.144]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология