Литий, электронная конфигурация

Электронные конфигурации для нормальных состояний атомов элементов от лития до неона приведены в табл. 5.4. [c.117]

Согласно теории спин-валентности, валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме его. Так, литий характеризуется электронной конфигурацией [c.65]

Литий. Атом лития имеет электронную конфигурацию [c.120]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Во всех известных соединениях литий одновалентен, что объясняется высоким значением энергии отрыва второго электрона (см. выше). Наименьший среди других щелочных металлов атомный радиус лития и, соответственно, наибольший первый потенциал ионизации определяют относительно меньшую химическую активность лития в ряду элементов главной подгруппы I группы периодической системы элементов. Из всех щелочных металлов только у атома лития оболочка, ближайшая к валентному электрону, подобна оболочке атома гелия и является поэтому устойчивой (электронная конфигурация атома натрия уже ls 2s 2p 3s ). Устойчивая оболочка атома лития оказывает большое поляризующее действие на другие ионы и молекулы, но сама весьма мало поляризуется под их действием. Поэтому литий выделяется из всех щелочных металлов [12] наибольшим коэффициентом поляризации (1,64) и наименьшим коэффициентом поляризуемости (0,075). [c.14]

Третий период начинается с натрия (2=11), электронная конфигурация которого 1з 2з 2р 3з . С него началось заполнение третьего уровня. Завершается оно у инертного элемента аргона (2=18), Зя-и Зр-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона 1з 25 2р 35 3р . Натрии — аналог лития, аргон — неона. В третьем периоде, так же как и во втором, восемь элементов. [c.51]

Природа металлической связи также электростатическая обобществленные электроны могут находиться около двух или более положительных ядер одновременно. Та"к, например, атом лития (2=3) имеет один валентный электрон (25 ), а ион лития имеет четыре вакантные орбитали (25, 2рх, 2ру и 2рг). Атомы лития легко отдают свой валентный электрон в общее пользование, превращаясь в положительный ион с электронной конфигурацией гелия. Свободные электроны, благодаря наличию большого числа свободных орбиталей, могут перемещаться в кристалле таким образом, что взаимодействуют с ядрами двух атомов и более. В кристалле лития каждый атом окружен восемью ближайшими атомами. [c.31]

В эту подгруппу входят щелочные металлы литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Для электронных конфигураций их атомов характерно наличие оболочки благородного газа и одного электрона [c.150]

III период начинается с натрия (2 == П), электронная конфигурация которого ls 2s 2 5 3s . С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного элемента аргона (2 = 18), Зз- и 3/ -подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона 15 25 2р 35 3р Натрий— аналог лития, аргон—неона. В П1 периоде, так же как и во втором, восемь элементов. [c.29]

Для описания электронного строения атомов в основном состоянии часто применяется условное обозначение их электронной конфигурации группами символов п/, где п—главное квантовое число, указывающее энергетический уровень электрона, /—орбитальное квантовое число подуровня (вместо него обычно указывается соответствующий символ 5, р, 4 или а X — число электронов на данном подуровне. Например, электронное строение атома лития описывается конфигурацией 1.5 25 . Приведем еще не- [c.82]

Теперь. мы в состоянии определить электронную конфигурацию нейтрального атома лития. Два первых электрона размешаются на [c.487]

Все элементы от лития до фтора имеют внутреннюю электронную оболочку 152. Литий, кроме того, имеет 25-электрон. Следовательно, его электронная конфигурация записывается как ls 2s. [c.117]

Описание орбиталей атома, которые заняты электронами, называют электронной конфигурацией. Электронная конфигурация обозначается при помощи показателей степени, которые указывают число электронов на орбиталях 15, 25, 2р и т. д. Например, водород в основном состоянии представляется как 15, гелий— 15 литий — 15 25, бор — з 2з 2р, а натрий — 15225 2р 35. [c.400]

Рид. 13. Электронные конфигурации атомов водорода, гелия, лития и бериллия [c.90]

На рис. 13 представлена электронная конфигурация атомов водорода, гелия, лития и бериллия. Атомы водорода и гелия на 1 -А0 имеют соответственно 1е и 2в у атома гелия 1а-А0 является полностью заселенной. У атома лития начинается заполнение второго энергетического уровня атомы лития и бериллия получают на 25-АО соответственно е и 2е и у бериллия 2з-АО Заселяется полностью. [c.90]

Li. Атом лития в основном состоянии имеет электронную конфигурацию ls 2s. Граница серии Xs nl расположена на 43 487,19 выше нижнего состояния 5. [c.859]

В табл. 261 приведены уровни энергии атома лития, соответствующие электронной конфигурации Is ni и значениям n < 11. Энергии возбуждения этих уровней приняты на основании величин, рекомендуемых Мур [2941]. Как и в других случаях, состояния с близкими энергиями возбуждения объединены в один уровень с суммарным статистическим весом и средней энергией. [c.859]

L . Термодинамические функции одноатомного лития в газообразном состоянии, приведенные в табл. 346 (II), были вычислены по уравнениям (II. 22) и (II. 23). Поступательные составляющие в значениях термодинамических функций одноатомного лития вычислялись по соотношениям (II.8) —(11.9), принимая Лф = — 1,5088 и 5 = 3,4595 кал г-атом-град, электронные составляющие — по уравнениям (II.20) и (11.21) непосредственным суммированием на основании данных, приведенных в табл. 261. Для упрощения расчета во всем интервале температур до 3600° К учитывались все состояния, соответствующие электронным конфигурациям со значениями главного квантового числа валентного электрона п 10. В связи с тем, что при этих температурах вклад уровней со значениями п = Птах + а, где тах найдено по соотношению (II. 18) и а<3, пренебрежимо мал, сделанное упрощение не вносит погрешностей в вычисляемые величины. При более высоких температурах принимался во внимание вклад уровня, соответствующего значению п = 11. [c.869]

В соответствии С рис. 4.12 она имеет электронную конфигурацию (/С)(го))2 (/С)(уа) 2. При увеличении межатомного расстояния низшая МО, как показывает диаграмма, должна переходить в орбиталь Is атома лития, а следующая МО — в орбиталь Is атома водорода. Это соответствует процессу LiH—>-Li++H , который, как показывает опыт, реализуется только в растворе, где энергия сольватации компенсирует затрату энергии на ионизацию. В действительности в молекуле LiH взаимное отталкивание электронов на (г/ст)-орбитали настолько сильно, что вынуждает их перейти к различным ядрам в соответствии со схемой [c.120]

Для осуществления такого контроля проводимости требуется соблюдение некоторых важных условий. Необходимо, во-первых, чтобы замещающий ион обладал размером, близким к размерам ионов основной решетки, причем максимально допустимым является отклонение на 15%. Ионы должны участвовать в процессе электронного обмена, так как, если этого не происходит, эффект сведется просто к появлению рассеивающего центра. Последнее часто происходит в тех случаях, когда добавляются жаростойкие окислы при температурах, при которых электронный обмен невозможен. Вводимый ион, кроме того, должен иметь более устойчивую электронную конфигурацию, чем ионы основной решетки. Например, в рассмотренном выше случае ионы лития обладают примерно теми же размерами, что и ионы никеля, но второй потенциал ионизации для лития составляет около 75 эв, в то время как третий потенциал ионизации никеля равен примерно 30 эв. В результате введение лития приводит к изменению валентности никеля. [c.183]

От атома лития с конфигурацией оболочки ls 2s можно оторвать три электрона, от атома бериллия — ls 2s — четыре, от атома бора — ls"2s pi — пять и т. д. В табл. 17 даны значения ионизационных потенциалов для этих атомов. [c.68]

Литий и натрий с валентной электронной конфигурацией обладают ооье.мно-центрированной кубической структурой (рис. 14-7,и). Бериллий и магний с конфигурацией а кристаллизуются в гексагональную плотноупакованную структуру (рис. 14-7,6). Алюминий с конфигурацией имеет кубическую плотноупакованную структуру (рис. 14-7,в). [c.605]

Атом с номером 3, литий, имеет три элекггрона. Два из них, как и в атоме гелия, расположены на 18-подуровне. Однако на первом уров не (п=1) может находиться не более, чем 2хР =2 электрона. Значит, начнет заполняться второй уровень. Загголнение начинается с к-но-дуровня. Электронная конфигурация атома лития Суммар- [c.39]

Отдавая или принимая электроны, атомы взаимодействующих элементов превращаются в положительные или отрицательные ионы, которые затем притягиваются электростатически, согласно закону Кулона, образуя ионную связь. На-ример, атом лития, образуя ионную связь с атомом фтора, теряет один электрон и приобретает электронную конфигурацию благородного газа — гелия. Одновременно фтор, приобретая электрон, достраивает свою электронную оболочку до электронной конфигурации другого б.лагородного газа — неона. Образовавшиеся катион лития и анион фтора притягиваются друг к другу и образуют ионную связь [c.143]

Вторая группа. Для всех элементов этой группы характерна степень окисления - -2. Атомы элементов главной подгруппы (Ве, Mg, Са, 5г, Ва и На) имеют на внешнем слое два з-электрона. По восстановительной способности элементы этой подгруппы уступают щелочным металлам (атомы последних имеют б6льц1ие размеры), хотя в связи с возрастанием атомных радиусов Са, 8г, Ва и Ка являются сильными восстановителями. Ионы Ве2+, Са +, Зг - , Ва - и Ка - , будучи аналогами ионов подгруппы лития, имеют конфигурацию атомов благородных газов, но отличаются от зарядом и меньшими радиусами. Поэтому их гидроксиды слабее гидроксидов щелочных металлов. Рост радиусов ионов в ряду Ве +—Ка + приводит к тому, что если Ве(ОН)г — амфотерное соединение, а Mg(0H)2 — слабое основание, то Са(ОН)2 — сильное основание, а Ва(0Н)г — очень сильное основание, хорошо растворимое в воде это щелочь, что нашло отражение и в его названии (едкий барит). [c.90]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Второй период. Он открывается следующим элементом — литием (2 = 3). -оболочка заселена двумя электронами, третий электрон помещается на следующем энергетическом уровне — на х-подоболоч-ке -оболочки. Следовательно, электронная конфигурация лития — 15 28 . Эта 25-подоболочка заселяется двумя электронами в случае бериллия (2 = 4) электронная конфигурация бериллия — 1з 25 . Добавочный электрон атома бора 2 = 5) принадлежит энергетическому уровню 2р его электронная конфигурация — 15 2х 2р . Следующие элементы соответствуют заполнению 2р-подоболочки, которая может содержать шесть электронов, распределенных по трем [c.31]

Орбиталь с минимальной энергией — это 15-орбиталь. Ее занимает единственный электрон атома водорода. Поэтому электронная конфигурация или электронная формула атома водорода записывается 15 Поскольку на одной 5-орбитали могут находиться два электрона, то электронная формула гелия 15 . Согласно табл. 1 электронная формула лития 15 251, бериллия ls22s неона 5-25 2р . [c.42]

Итак, I период содержит два элемента водород Z= ) и гелий (Z=2). II период начинается элементом литием (2=3) и завершается неоном (2=10). Во втором периоде восемь элементов. III период начинается с натрия (2=11), электронная конфигурация которого 15"2з 2р 354 С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (2=18), 35- и Зр-подуров-ни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона ]5 2522р 35 3р . Натрий — аналог лития, аргон — неона. В III периоде, как и во И, восемь элементов. [c.51]

Из спектральных данных известно что третий электрон в атоме лития является 8-электроном, следовательно, вторая электронная оболочка, соответствующая второму периоду в периодической таблице элементов, начинается с электронной конфигурации 1з 28. Остальные элементы в этом периоде построены так, как это показано в табл. 14, т. е. путем добавления э.тгектронов на L-oбo-лочку, причем сначала происходит заполнение подоболочки двумя -электронами и затем подоболочки шестью р-электронамп. Следовательно, неон имеет электронную структуру 1з 2з 2р . Теперь построение электронных оболочек остальных атомов можно проводить аналогично, пока мы не дойдем до калпя [c.228]

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]

Атом лития, следующий за гелием в периодической системе, содержит три электрона. По принципу минимума энергии два из них расположатся, как и в атоме гелия, на 18-орбитали. Третий электрон в соответствии с принципом Паули должен располагаться на АО с п = 2. Однако таких возможностей две - 2з- и 2/>-орбитали, и электрон будет иметь меньшую энергию на той из них, где он будет испытывать действие более высокого эффективного заряда. Рассмотрим с этой точки зрения кривые распределения электронной плотности в атоме лития в зависимости от расстояния от ядра (рис. 2.11). Из этих кривых хорошо видно, что замкнутый слой 1з расположен гораздо ближе к ядру, чем основная плотность 2з- или 2/>-электрона. Однако внутренний максимум 2з-электрона практически полностью проникает в 1й-электронную плотность в близкой к ядру области, и определенная часть его плотности чувствует на себе почти полный зяряд ядра 2 = +3. Единственный максимум 2/>-электрона далек от ядра, а в области сосредоточения 1й-элек-тронов находится лишь незначительная его часть. Следовательно, в атоме лития электрон на 2з-орбитали испытывает на себе действие несколько более высокого эффективного заряда, он несколько хуже экранирован от ядра 1й-электронами, чем электрон на 2/>-орбитали, и прочнее связан с ядром. Соответственно, в основном состоянии атом лития будет иметь электронную конфигурацию 18 28 а конфигурация 1з 2р отвечает возбужденному состоянию. [c.35]

Например, в молекуле каждый атом лития вносит по три электрона, так что их общее число равно 6. По два электрона располагаются на каждой из Isa-, Isa - и 25а-орбиталей. Электронная конфигурация этой молекулы записывается как (lsa) (lsa ) (2s T)2. Разрыхляющая орбиталь Isa, в сущности, компенсирует связывающий эффект lsa-орбитали однако орбиталь 2sa является связывающей по отнощению к атомным 25-орбиталям. В результате получается двухэлектронная химическая связь. Это позволяет предсказать устойчивость молекулы лития. [c.228]

Рассмотрим электронные конфигурации атомов первых 11 элементов периодической системы (табл. 3.1). Справа выписаны число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться числу неспаренных электронов. Мы видим, что водород, литий, фтор и натрий одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы блшюродных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, и поэтому валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие — только кажущееся, оно объясняется тем, что некоторые атомы при образовании химической связи изменяют свою электронную конфигурацию. [c.43]

В предыдущем параграфе состояние электронов в атомах характеризовалось электронной конфигурацией, т. е. указанием одноэлектронных состояний. Например, конфигурация основного состояния атома лития-— (1 ) (25), конфигурация основного состояния атома неона— (28) 2рУ и т. д. В основном состоянии атомов инертных газов Не, 1Че, Аг и др., когда электроны заполняют одну, две и т. д. электронных оболочек, суммарный орбитальный момент и суммарный спиновый момент всех элек тронов равны нулю Следовательно, равен нулю и полный момент количества движения всех электронов. У атомов щелочных металлов Ы, N3 и т. д. с одним электроном сверх заполненных оболочек последний находится в состоянии с нулевым орбитальным моментом (состояние поэтому полный момент электронов атома равен спину электрона, т. е. /а. [c.362]

Совершенно не обязательно, чтобы оба атома принимали электронную конфигурацию одного и того же инертного газа. Вместо калия и хлора равным образом можно выбрать натрий и хлор или литий и бром. Точно так же число электронов, которое присоединяет каждый атом одного элемента, может быть и ле равно числу электронов, которое отдает каждый атом другого элемента, только в целом число присоединяемых и отдаваемых электронов должно совпадать. Один атом кремния отдает кислороду четыре электрона благодаря этому два атома кислорода получают по два отрицательных заряда каждый, и, таким образом, в результате соединения Si и 20 образуется молекула SiOj. [c.153]

Согласно принципу Паули, на /(-оболочке может быть не более двух электронов, обличающихся проекцией спина. Поскольку в нейтральном атоме число электронов равно г я заряд ядра равен ге (где е — заряд электрона), заполненная /(-оболочка соответствует атому гелия. У следующего атома Ы с зарядом ядра + Зе должно быть три электрр-на. Наинизшее состояние атома лития имеет место, когда /(-оболочка заполнена и на L-oбoлoчкe находится один электрон. Состоянию этого электрона соответствует терм 2з. Электронная конфигурация атома лития есть 15 25 . У атома Ве на -оболочке два электрона, оба в 25-состоянии, так что электронную конфигурацию бериллия можно представить в виде 15 2з . Следующий элемент, бор, имеет электронную конфигурацию 1 5 2з 2р и т. Д. Так как-на -оболочке может быть не более 8 электронов (2- 2 ), то в атоме с 10 электронами (8-1-2) оказываются заполненными К- я Х-оболочки. Это атом неона. Далее от натрия до аргона заполняется М-оболочка и т. д. [c.182]

Электронные коифигурации. Последовательность заполнения. 0 рбиталей электронами определяет электронную конфигурацию атома. Для атома водорода это просто указание того, какая из орбиталей занята. Например, для основного состояния, 25, 3 , Щ и т. д. для разных возбужденных состояний. Для многоэлектронных атомов применяют те же обозначения. Дважды занятые орбитали помечают верхним индексом 2. Так, основную конфигурацию лития с 2=3 обозначают как 15 25. ( [c.52]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология