Литий, электронная конфигурация атома

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

Любой атом согласно теории Косселя имеет тенденцию принять наиболее устойчивую электронную конфигурацию во внешнем слое, встречающуюся у инертных газов. Это достигается или отдачей электрона или восприятием электрона. В результате этого процесса нарушается электронейтральность атома. В первом случае он получает положительный заряд благодаря преобладанию числа зарядов ядра, во втором атом заряжается отрицательно, ибо он воспринимает электроны. Так, у наиболее электроположительных атомов, например у лития, на внешней оболочке имеется один электрон, у наиболее электроотрицательного—фтора — внешняя оболочка содержит семь электронов. [c.67]

Диагональную периодичность не следует понимать как абсолютное сходство атомных, молекулярных, термодинамических и других свойств. Так, в своих соединениях атом лития имеет заряд (+1), а атом. магния — заряд (+2) в результате того, что валентные уровни их атомных электронных конфигураций 2х и 35 соответственно. Однако на этом различия кончаются, поскольку свойства уже образовавшихся ионов и g + почти одинаковы, начиная с ионных потенциалов и кончая весьма малой растворимостью карбонатов и ортофосфатов. [c.557]

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]

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]

Рассмотрим атом гелия гНе. Электронная конфигурация атома гелия 15 . Коэффициент 1 обозначает оболочку, ах — подоболочку, на которой гелий имеет два электрона (индекс 2 у 5 вверху справа). В следующем квадрате находится литий (атомный номер 3) — первый элемент с главным квантовым числом 2, у которого имеется вторая оболочка. Один электрон лития находится на з-орбите второй оболочки, два других электрона сохраняют конфигурацию электронов атома гелия, т. е. имеет электронную конфигурацию 15 25 . У бора (5В) два электрона находятся на первой оболочке и три электрона — на второй. Квадрат с символом бора находится в 2р-подоболочке у него появляется электрон на более высокой энергетической р-орбите. Бор имеет электронную конфигурацию 1з 25 2р . [c.33]

Химическая связь, как показали в свое время на примере молекулы водорода Гейтлер и Лондон, образуется за счет увеличения (но сравнению с невзаимодействующими атомами водорода, находянщмися на том же расстоянии, что и в молекуле) электронной плотности между атомами. Это увеличение в расчетах по методу МО учитывается с помощью так называемых интегралов перекрывания. Электроны в основном состоянии молекулы занимают орбитали с наи-низшей энергией. На каждой орбитали может находиться по два электрона с нротивополоншыми спинами. Здесь к этой общеизвестной школьной модели добавляется одна тонкость. Вследствие электростатического взаимодействия электроны отталкиваются, в результате чего даже два электрона, находящиеся на одной и той же молекулярной орбитали, имеют тенденцию двигаться по возможности на большем удалении друг от друга. Решение уравнения Шредингера для атома водорода облегчается тем, что единственный электрон 1 этого атома обладает сферической симметрией. В атоме гелия атомная орбиталь вследствие взаимного отталкивания двух электронов 1 уже не обладает сферической симметрией, и с этим связаны трудности в расчетах распределения электронной плотности в атоме гелия. Энергия корреляции движения электронов может достигать примерно 20% общей электронной энергии молекулы и в расчетах учитывается с помощью интегралов электрошого отталкивания . Кроме того, в молекуле существует еще конфигурационное взаимодействие — взаимодействие между самими молекулярными орбиталями. Волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, аналогична по своей записи уравнению для волновой функции, приведенному в 1 этой главы, однако вместо <рг волновых функций атомных орбиталей в ее выражение входят Ф, — волновые функции атомных или молекулярных конфигураций . Под конфигурацией понимается способ распределения электронов по атомным (в атоме) или молекулярным орбиталям (в молекуле). Поясним это понятие на простом примере атома лития, имеющего 1 и электрона. В зависимости от того, находится ли атом в основном или в возбужденном состоянии, электроны по-разному располагаются на двух орбиталях 1 22х и 1 2 2. Таким образом, полная волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, для атома лития будет иметь вид [c.91]

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]

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]

Природный литий состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 6(7,52%) и 7 (92,48%). Искусственные радиоактивные изотопы лития Г1-8 (Г/2 = 0,841 сек) и Ы-9 (Г/2= = 0,168 сек). Электронная конфигурация атома лития 152251, атомный объем 13,1 см 1 г-атом [2]. [c.11]

Поясним это на примере. При столкновении атомов лития и фтора атом лития отдает свой единственный на внешней оболочке электрон во внешний электронный слой атома фтора. Атом фтора получает, таким образом, дополнительный электрон. В результате внешние электронные слои атомов лития и фтора приобретают устойчивую конфигурацию, какую [c.15]

Не вдаваясь в подробное изложение результатов применения этого метода для изучения строения атомов, ограничимся рассмотрением некоторых отдельных примеров [2]. Водородный атом имеет только один электрон, и так как энергия связи электрона в. АГ-группе всегда больше, чем в -группе, то этот электрон, несомненно, будет 1 -электроном. Атом следующего элемента, гелия, обладающий двумя электронами, должен, таким образом, иметь конфигурацию 1 . Поскольку. ЙГ-группа в атоме гелия заполнена и третий электрон, соответствующий атому лития, принужден войти в -группу, распределение трех электронов будет отвечать конфигурации 1 22х. Атом бериллия завершает заполнение подгруппы 2 , так что следующий электрон уже входит в группу 2р, образуя при этом структуру 15 2 2/ , соответствующую атому бора, и т. д. [c.16]

Я бы отправил их к тебе, приятель Литий, но зачем тебе наживать головную боль Да и мои внешние электроны стали домоседами — человек не может их выгнать из дома. Сидят все семеро во мне и только распоряжаются Эй, атом, пошевеливайся, найди нам еще одного приятеля-электрона. Вот тогда мы успокоимся Так что, если хочешь, можешь отправить ко мне свой электрон. Меня это не затруднит — где семь озорников, там и восемь. Может быть, тогда они успокоятся. Я смотрю на Аргон. У него восемь внешних электронов и нет никаких пререканий с ними. Они не сердят его понапрасну на прогулке, не ищут себе компаний... И твои дела, может быть, поправятся. Без внешнего электрона ты приобретешь точно такую же структуру внешней оболочки или, как говорят ученые, точно такую же электронную конфигурацию, как у Гелия. А ведь ты знаешь, что он из спокойных благородных . [c.179]

И ваш случай, — снова обернулся учитель к Водороду и Хлору, — давно известен людям. Почти одновременно с Косселем американский ученый Джильберт Льюис создал еще одну теорию, объясняющую химические связи. Его представления были разнообразнее. Он принимал во внимание, что не каждый атом согласен добровольно отдавать свои электроны, как, например. Литий, и участвовать в образовании ионных связей. Льюис не так категоричен и бескомпромиссен в своих представлениях о химических связях. Он считает, что в основе всех ваших интересов лежит стремление атомов приобрести завершенную электронную конфигурацию инертных газов. И осуществление ваших стремлений может происходить мирным путем. Один партнер отдает один электрон, другой, следуя его примеру, добавляет еще один электрон. Так образуется общая электронная пара, которая двигается вокруг двух ядер. Если оба взаимодействующих атома принадлежат к сходным по свойствам элементам, если эти элементы близки по своей электроотрицательности, тогда атомы по-честному распределяют между собой электронную пару. Она будет равномерно задерживаться и у того, и у другого атома, участвующего во взаимодействии. [c.188]

Литий — простейший металл, который предстоит рассмотреть, — имеет электронную конфигурацию 15225. Внутренние электроны низших уровней в основном локализованы и при последующем обсуждении не рассматриваются. Если два атома лития достаточно сближены, то их 25-орбитали перекрываются. Каждый атом лития в кристалле имеет восемь равноудаленных ближайших соседей (и еще шесть на несколько большем удалении), поэтому при сближении атомов фактически происходит перекрывание орбиталей по крайней мере восьми атомов. В кристалле с Ы атомами имеется N атомных 25-орбиталей, занятых N валентными электронами. Так же как перекрывание [c.71]

Второй период. Следующий в порядке увеличения заряда ядра (2 = 3)— атом лития. Количество электронов в его оболочке 3. Два электрона располагаются в первом квантовом слое, третий же электрон, очевидно, должно поместить на 5-подуровне второго слоя. Конфигурация 15225 . [c.24]

Атом лития на 25-подуровне имеет один неспаренный электрон и, следовательно, соединение должно иметь состав LiH. У атома бериллия этот подуровень заполнен и нет ни одного неспаренного электрона, следовательно, бериллий не должен образовывать ни одной химической связи. У бора и следующих за ним элементов (С, N, О, F) происходит последовательное заполнение 2р-подуровня, и атомы этих элементов будут иметь определенное число неспаренных электронов. Если при образовании связей учитывать только наличие неспаренных электронов, то для этих элементов должны образоваться следующие водородные соединения ВН, СН , NH3, Н7О, HF. Отсюда видно, что, применяя только обменный механизм образования химической связи, можно вступить в противоречие с экспериментальными данными бериллий образует соединение с водородом состава ВеНг, водородные соединения бора также имеют другой состав, а простейшее соединение углерода с водородом имеет состав СН4.Устранить это противоречие можно, предположив, что атомы элементов второго периода в образовании молекул участвуют в возбужденном состоянии, т.е. происходит распаривание 5-электронов и переход их на р-подуровень. Но тут возникает другое несоответствие с опытными данными. Поскольку энергии 5- и р-электронов различны, то и энергии образуемых ими химических связей должны отличаться, а, следовательно, подобные связи Э-Н должны иметь разную длину (в зависимости от того, орбитали какого типа принимают участие в их образовании). Согласовать теорию и эксперимент можно, введя предположение об усреднении энергий 5- и р-подуровней и образовании новых уровней, на которых энергии электронов, находящихся уже на орбиталях другого типа, одинаковы. А раз это так, то по правилу Хунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов. Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными. Естественно, что при этом меняются и форма электронных облаков, и их расположение в пространстве. В зависимости от того, какие орбитали участвуют в образовании гибридных орбиталей, рассматривают различные типы гибридизации и пространственные конфигурации образовавшихся гибридных орбиталей (см. рис. 14.). Число получившихся гибридных орбиталей должно быть равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию. В зависимости от того, какие орбитали взаимодействуют между собой, рассматривают несколько типов гибридизации [c.48]

Перечисленные в конце раздела 2.7 пункты а — д приводят нас к так называемому принципу построения электронной оболочки атома, позволяющему определить его состояние. Для этого мы сначала находим дозволенные уровни энергии, а затем распределяем на них (начиная с низшей АО 15) имеющиеся электроны так, чтобы удовлетворить требованию принципа Паули (по два электрона на каждую орбиталь). Например, атом водорода в основном состоянии имеет конфигурацию (15), атом гелия—(15)2, лития — (15)2(25), азота — (15)2(25)2(2р) и т. д. Изложенный принцип построения наглядно иллюстрируется на рис. 2.6, где каждая орбиталь обозначается небольшим прямоугольником ( ячейкой ), а энергия увеличивается в вертикальном направлении. Каждая ячейка представляет собой дозволенную орбиталь если в заданном электронном состоянии атома эта орбиталь не заполнена, то ячейка пуста если орбиталь занята одним электроном, в ячейке находится стрелка, направленная вверх или вниз в зависимости от направления спина ( /2) если орбиталь занята двумя электронами, в ячейке находятся две стрелки, направленные в противоположные стороны. Такого рода диаграммы для первых десяти атомов периодической системы представлены на рис. 2.7. При их построении следует пользоваться правилами Гунда [147], которые позволяют решить вопрос, какие именно из эквивалентных орбиталей незаполненной оболочки (например, из орбиталей 2р 2ру, 2р, атомов азота или кислорода) заполняются в том или ином случае. Эти правила относятся к эквивалентным орбиталям и заключаются в следующем [c.47]

Атом следующего элемента периодической системы — лития — имеет уже три электрона. Литий представляет собой металл, по химическим свойствам очень похожий на натрий. Во всех своих соединениях он всегда одновалентен. Следовательно, из трех электронов атома лития один электрон связан с ядром атома значительно слабее и расположен дальше от ядра, чем два другие электрона. Принципиально важно то обстоятельство, что в атоме лития сохраняется устойчивая конфигурация гелия из двух электронов, образующих первую, т. е. ближайшую к атомному ядру электронную оболочку (электронный слой) атома. [c.76]

В качестве примера расчета по методу МО, в котором используются полученные выше уравнения, рассмотрим молекулу LiH (гидрид лития). Произведем только грубую оценку встречающихся в расчете интегралов, однако это все же позволит нам выделить качественные особенности МО гетероядерных двухатомных молекул. Основному состоянию атома лития соответствует конфигурация (Is) 2s атом водорода содержит один электрон, находящийся на ls-орбитали. Предположим, что связь возникает благодаря делокализации 25-электрона лития и ls-электро-на водорода в молекуле LiH. В простейшем варианте метода МО эта делокализация вводится построением МО как линейных комбинаций функций 2sli и Ish- Для того чтобы сделать функцию более гибкой, включим в нее также [c.207]

Теперь посмотрим, что происходит с тремя электронами, расположенными вокруг ядра с зарядом три, как в атоме лития. Первые два из трех электронов занимают орбиту с минимальной энергией — 15-орбиту. Когда на орбите находятся два электрона, она целиком заполнена в соответствии с нашим вторым предположением. Все остальные электроны должны располагаться на орбитах с более высокой энергией. Следовательно, третий электрон в атоме лития занимает 2з-орбиту, и конфигурацию электронов мы запишем как 15 251. Несмотря на то что заряд ядра атома лития равен трем, этот последний электрон связан с ядром гораздо слабее, так как 25-электрон в атоме лития большую часть времени находится дальше от ядра, чем 15-электроны. Атом лития легко отдает этот электрон, образуя ион Е , что является характерным свойством всех щелочных металлов. [c.394]

Атом бериллия имеет на один электрон больше, чем атом лития. Четвертый электрон, входящий в состав атома бериллия, может занимать 25-орбиту, образуя при этом конфигурацию 15 28 . Два 25-электрона будут удаляться легче других электронов, в результате чего образуется ион Ве . [c.394]

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]

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]

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]

Таким образом, при конфигурации Is первый электронный слой заполнен. При переходе к атому лития, имеющему три электрона, первые два электрона размещаются так, что придают Li+ конфигурацию Is , а третий занимает следующую наиболее стабильную орбиталь, а именно 2з-орбиталь. Следовательно, электронная конфигурация лития Is 2s. Ранее уже отмечалось, что в атоме водорода энергии орбиталей возрастают с возрастанием п. В то время как в атоме водорода нет различия в энергиях ns- и пр-уровней, во всех многоэлектронных атомах, несомненно, существует разница между ними в пользу ns-уровней (см. ниже). Вот почему третий электрон Li должен быть отнесен скорее к 2s-, чем к 2р-уровню. Атом бериллия, у которого четыре электрона, имеет конфигурацию ls 2s и спины всех электронов спарены. У атома бора, который имеет пять электронов, должна возникнуть конфигурация ls 2s 2p и должен существовать один неспаренный спин, обусловленный 2р-элек-троном. [c.35]

Важная особенность, позволяющая отнести элемент к категории металлов или неметаллов,— стремление образовать устойчивую внешнюю электронную конфигурацию у металлов — путем отдачи, а у неметаллов — за счет присоединения электронов другого атома. В группе при переходе к элементам больших периодов усиливается способность к отдаче электронов, а при движении вдоль периода — противоположная те тденция. Атомные радиусы закономерно изменяются по периоду. Самый большой атом — у щелочных металлов. Затем размер атома постепенно уменьшается. Возрастание заряда ядра при неизменности числа слоев электрон( в приводит к тому, что эффективный положительный заряд ядра, действующий на внешние электроны, возрастает и компенсируется электроном не полностью. Тогда у атома проявляется стремление к присоединению дополнительных электронов, так как в этом случае устойчивость отрицательного иона больше, чем атома. Особенно четко проявляется это в конце периода. Влияние противоположных тенденций приводит к сходству элементов по дпагоналн. Так, по мере все более полного и глубокого изучения свойств элементов явственней становится сходство химии лития и магния, бериллия и алюминия, бора и кремния и т. п. Такое сходство обусловлено тем, что увеличение энергии связи электронов с ядром при сдвиге вправо по периоду компенсируется ослаблением этой связи при переходе к нижерасположенному периоду. [c.173]

Характеристика элемента. Электронная конфигурация атома 15225. Появление нового энергетического уровня, на котором у атома лития всего один электрон, определяет весь характер и поведение элемента. У него самый большой во 2-м периоде атомный ради-Л с, что облегчает отрыв валентного электрона (/ = 5,4 эВ) и возникновение иона Ы+ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий типичный металлический эле.мент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и )аименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагопалк от Li элемент П гр ппы - - таг ний. В растворах ион Ь1+ сильно сольватирован его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов. [c.203]

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]

В качестве примера рассмотрим атом Li. Атомный номер (число протонов или электронов в нейтральном атоме) лития равен 3. Следовательно, орбитальная электронная конфигурация атома в основном состоянии имеет вид (15)2(25). Для определения терма LSMLMs основного состояния поступаем следующим образом [c.31]

Следующий слой это -оболочка, состоящая из четырех орбит. 25, 2р , 2р , 2р . Из этих орбит 2з несколько стабильнее, чем орбита 2р. В атомах, начиная с лития и до неона, электроны заполняют эти орбиты. Два электрона на одной и той же орбите имеют противоположные спины. Неон с заполненной -оболочкой с восемью электронами имеет электронную конфигурацию 1з 28 2р 2р 2р ,, или 1 28 2р . Верхний индекс указывает число электронов на данной орбите. В этих символах числа 1 и 2 (соответственно для К- и -оболочек) дают значения главного квантового числа п и буквы 8 и р выражают значение азимутального квантового числа 2 / буквы 8, р, (1, соответствуют 1 = 0, 1, 2, 3,... с максимальным значением 1 = п— 1. В атоме или одноатомном ионе электроны стремятся занять попарно наиболее стабильные орбиты если имеется несколько орбит с одной 1 т0й же нергией, 4сак /1 2д , то электроны не стремятся образовать пары друг с другом, а занимают разные орбиты (по одному электрону на орбите), сохраняя параллельные спины. Например, атом азота в основном состоянии имеет конфигурацию 18 2 2р 2р 2р, с тремя неспаренншми р-электронами. В кислороде восьмой электрон -оболочки должен образовать пару с одним из трех р-электронов, так что остается только два неспаренных электрона. Тот же процесс приводит к одному холостому электрону у фтора и отсутствию неспаренных электронов у неона. В оболочке с главным квантовым числом п имеется орбит.- 1 в К-о6о-лочке, 4 в , 9 в М, 16 в и т. д. Число электронов, занимающих заполненную оболочку, равно 2пР. [c.34]

Практически все элементы могут играть роль комплексооб-разователя. Однако наибольшее число комплексных соединений известно для /-элементов 4-, 5- и 6-го периодов системы. В качестве примера того, что и элементы 2-го периода способны быть комплексообразователем (лишь бы они могли стать акцепторами пар электронов), можно рассмотреть образование комплексного соединения лития. Атом лития имеет электронную конфигурацию s 2s 2p и при образовании иона теряет один электрон. Следовательно, все четыре орбитали внешнего электронного уровня (2хрз) иона лития свободны [c.129]

Таким образом, практически одновременно были предложены два предельных варианта химической связи ионная связь с полным разделением зарядов между атомами и ковалентная связь без разделения зарядов. Общим у обеих теорий было то, что в результате проявления химических сил вокруг каждого из реагирующих атомов предполагалось образование устойчивого октета из восьма внешних электронов, характерного для ближайшего к атому инертного газа. При образовании ионной связи водородный атом превращался в протон, а у лития, бериллия и бора возникала устойчивая гелиевая конфигурация из двух электронов. [c.198]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология