Литий валентный электрон

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

Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре атом лития должен был бы предоставить восемь электронов, что, конечно, невозможно, так как он имеет лишь один валентный электрон. [c.89]

Из всех щелочных металлов только в атоме лития валентному электрону предшествует двухэлектронная компактная оболочка типа [c.96]

Изменение ионизационного потенциала в пределах одного и того же периода значительно сложнее. Не вдаваясь в подробности, укажем только, что ионизационный потенциал возрастает при переходе от элементов начала периода к элементам, завершающим период (например, от лития к неону, от натрия к аргону и т. д.), и достигает максимального значения в случае инертных газов. Такое изменение обусловлено тем, что в пределах одного и того же периода системы энергия связи валентных электронов с ядрами возрастает вследствие увеличения зарядов этих ядер. [c.20]

Сколько электронов в оболочке атомов элементов лития, азота, неона, магния, серы, хлора, кальция, алюминия, хрома Сколько в каждом нз них валентных электронов и в каких электронных слоях они находятся Какую наибольшую положительную валентность проявляет элемент Чему равна отрицательная валентность элемента [c.40]

Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими значениями энергии ионизации их атомов — легкостью отдачи ими валентных электронов. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию (табл. 30). Ясно, что химическая активность прн этом возрастает. [c.563]

По химическим свойствам калий более энергичный металл, чем натрий и литий, что обусловливается меньшим сродством атомов калия к валентным электронам по сравнению с атомами натрия и лития. Калий энергично разлагает воду [c.402]

Литий и бериллий, открывающие 2-й период, были вероятно, исключены из биохимической эволюции из-за того, что их химические свойства не вполне подходили к требованиям тонко сбалансированных систем клетки. Литий занимает особое положение он имеет наименьший -атомный радиус и, следовательно, наиболь ший ионизационный потенциал среди щелочных металлов. При отрыве от атома лития валентного электрона обнажается весьма устойчивая двухэлектронная оболочка. Ион Ы+ мало поляризуется под действием ионов, но весьма сильно сам поляризует другие ионы и молекулы. Малым ионным радиусом и, следовательно, сильным электрическим полем объясняется тот факт, что литий не образует устойчивых соединений с комплексными анионами. И, напротив. его карбонаты, фосфаты и фториды, в отличие от аналогичных соединений натрия и калия, труднорастворимы. Ион лития, имеющий наименьший среди щелочных металлов радиус, в водных растворах так сильно гидратирован, что его размер в гидратированном состоянии намного превышает радиусы гидратированных ионов Ыа+ и К+. Это препятствует Ь1+ проникать сквозь мембраны клетки и играть роль, которую играют ионы N3+ и К+. Однако, регулируя активность некоторых ферментов, он может влиять на ионный Ыа+—К+ баланс клетки. В повышенных концентрациях соединения лития — яд для организма. [c.177]

Из всех щелочных металлов литий имеет наименьший атомный радиус и, следовательно, наибольший потенциал ионизации (см. табл. 2). Это определяет его относительно меньшую химическую активность в группе щелочных элементов. У атома лития валентному электрону предшествует устойчивая электронная оболочка типа гелия, которая обладает большой способностью к поляризации других ионов и молекул и весьма мало поляризуется под их действием. В табл. 2 видно, что у лития среди других щелочных металлов наибольший коэффициент поляризации и наименьший коэффициент поляризуемости. Высокий коэффициент поляризации определяет меньшую термическую устойчивость солей лития в сравнении с солями других щелочных элементов и отсутствие у лития устойчивых соединений с комплексными анионами . Напротив, из-за большой поляризующей способности лития наиболее прочными оказываются те его комплексные соединения, в которых он является центральным атомом, например (Ы (ЫНз) ]+. [c.11]

В атоме лития валентному электрону предшествует весьма устойчивая двухэлектронная оболочка типа гелия, обладающая большой способностью к поляризации других ионов и молекул и весьма малой поляризуемостью под действием других ионов. Ион лития обладает наибольшим коэффициентом поляризации и наименьшим коэффициентом поляризуемости среди всех щелочных металлов, и это обусловливает существенное отличие лития от них (см. табл. 4). [c.34]

Ионные кристаллы. При образовании ионного кристалла фторида лития валентный электрон атома Ь1 (1 25 2р") переходит к атому Р (15 25 2р ) и образуются ионы Ы"" (Ь ) и Р (2х 2р ) с целиком заполненными электронными оболочками. Вследствие этого энергетические зоны кристалла ЫР, возникающие из заполненных атомных состояний, будут укомплектованы полностью (см. рис. 91, б). Свободные же состояния дадут свободную зону, лежащую значительно выше валентной зоны (А = 6 эв). Поэтому в обычных условиях ЫР электронной проводимостью не обладает. [c.135]

Из всех щелочных металлов только в атоме лития валентному электрону предшествует весьма устойчивая двухэлектронная оболочка типа гелия, которая имеет большую склонность к поляризации других ионов и молекул и весьма мало поляризуется под действием других ионов. Это обстоятельство и обусловливает существенное отличие лития от других щелочных металлов (см. табл. 1). Именно малым ионным радиусом и, следовательно, сильным электрическим полем объясняется тот факт, что литий [c.11]

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]

На рис. 14-25 схематически изображены три зоны энергетических уровней, образованных Ь-, 25- и 2р-орбиталями простейшего металла, лития. Молекулярные Ь-орбитали полностью заполнены электронами, потому что в изолированных атомах лития 15-орбитали также заполнены. Следовательно, 15-электроны не принимают участия в химической связи. Они являются частью положительно заряженных атомных остовов (ионов), и их можно не принимать во внимание при дальнейшем обсуждении. Атомы лития имеют по одному валентному электрону на 25-орбитали. Если в кристалле лития 10 атомов, то взаимодействие 10 25-орбиталей приводит к возникновению зоны, состоящей из 10 делокализованных орбиталей. Как обычно, каждая из этих орбиталей способна принять до двух электронов, так что в пределах зоны может находиться 2 -10 электронов. Ясно, что в кристалле лития имеется ровно столько электронов, чтобы заполнить только нижнюю половину 25-зоны, как это показано на рис. 14-25. [c.625]

Вернемся к литию (см. выше). Каждый его атом представлен одним 25-уровнем в валентной зоне и одним — в зоне проводимости (см. рис. 28). Если кристалл состоит из N атомов лития, то в валентной зоне имеется N энергетических уровней, на каждом из которых могло бы находиться по два электрона. Но у лития имеется только один валентный электрон. Следовательно, половина уровней в этой зоне не заняты. Поэтому валентные электроны перемещаются от одного свободного уровня данной зоны к другому, двигаясь между атомными остовами — положительными ядрами атомов, отчасти заэкранированными электронными оболочками 15 литий электропроводен, это металл. Твердые вещества, такие как алмаз, имеют энергетический спектр с полностью занятыми уровнями валентной зоны, отделенной от зоны проводимости широкой запрещенной зоны. Это изоляторы. Но если ширина запре- [c.104]

Одинаковое строение не только внешней, но и предпоследней электронной оболочки атомов всех щелочных элементов, кроме лития, обусловливает большое сходство свойств этих элементов. В то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создает некоторые различия в их свойствах. Как и в других группах, эти различия проявляются главным образом в увеличении легкости отдачи валентных электронов и усилении металлических свойств с возрас танием порядкового номера. [c.382]

Объяснение электропроводности металлов, полупроводников и диэлектриков дается на основе квантовой теории строения кристаллических тел — так называемой зонной теории. Рассмотрим некоторые общие положения этой теории. Переход атомных паров в кристаллическое вещество можно рассматривать как химическую реакцию, так как оптические, термодинамические, электрофизические и другие свойства твердых тел отличаются от свойств газов. Важно отметить, что атомные спектры газов имеют линейчатое строение, а спектры твердых тел имеют сплошной характер или полосатую, очень сложную структуру. Уже при взаимодействии двух одинаковых атомов дискретные атомные энергетические уровни расщепляются и превращаются в полосы. Тем большее расщепление уровней происходит, когда большое число N атомов, например лития, сближается с далеких расстояний до расстояний, на которых они находятся в кристаллической решетке. На рис. 70, а это расстояние между ядрами обозначено на оси абсцисс буквой о- По оси ординат отложена энергия. Находясь на больших расстояниях, атомы не взаимодействуют друг с другом, и диаграмма уровней будет такая же, как и для изолированного атома лития (1 25 ). При сближении атомов начнется взаимодействие между ними, прежде всего у каждого из них станет расщепляться уровень валентных электронов (2х). Уровень 2з) расщепляется в систему весьма близко расположенных N уровней, образуя целую полосу (зону) уровней. Более глубокие уровни при образовании кристалла оказываются совсем не расщепленными или только незначительно расщепленными. [c.233]

У атома кислорода два неспаренных (валентных) электрона, следовательно, он двухвалентен и может образовывать две связи. У атомов лития и фтора по одному неспаренному электрону, они одновалентны. [c.71]

Два валентных электрона атомов лития занимают молекулярную а -орбиталь. Образуется конфигурация, как в молекуле На, но связь в молекуле лития менее [c.190]

С этой точки зрения интересно рассмотреть зависимость некоторых свойств щелочных металлов от их положения в периодической системе. Наиболее легко будет отдавать свои валентные электроны цезий (он применяется в фотоэлементах), менее легко рубидий, затем калий, натрии и литий. Чем легче атомы каждого из этих металлов отдают свои электроны, тем больше в узлах кристаллической решетки будет возникать положительно заряженных ионов, которые отталкиваются (действие закона Кулона). Вследствие этого прочность решетки будет падать, металл становится мягче, и тем- [c.97]

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 примерах с литием и свинцом на первый план выступает роль не столько валентных электронов, сколько атомного остова. Способность атомов вступать в соединения с другими и тем самым проявлять химическую активность разного типа определяется, таким образом, составом и строением 1) атомного остова (ядро + невалентные электроны) 2) валентной зоны 3) вакантных орбиталей. Только с учетом этого можно рассматривать все валентные возможности атома, учитываемые в теории валентности и проявляющиеся в реакциях окисления-восстановления, при образовании различных соединений. [c.45]

Природа металлической связи также электростатическая обобществленные электроны могут находиться около двух или более положительных ядер одновременно. Так, например, атом лития (2=3) имеет один валентный электрон (2s ), а ион лития имеет четыре вакантные орбитали (2.S, 2р , 2р и 2р ). Атомы лития легко отдают свой валентный электрон в общее пользование, превра- [c.49]

Валентные 2s -электроны атомов лития участвуют в образовании аз -связывающей орбитали, а 025-разрыхляющая орбиталь остается вакантной. Это обеспечивает превышение эффекта связывания над эффектом разрыхления — молекула Lij может существовать и действительно существует, причем прочность связи Li—Li довольно велика (25,8 ккал/моль, см. табл. 1.2). В то же время у тяжелых ЩМ прочность двухатомных молекул резко снижается (до —10 ккал/моль у К, Rb и s) и сравнима (ио энергии диссоциаций М2) с водородными связями — сказывается большой размер атомов тяжелых ЩЭ, удаленность валентных электронов от ядра и малое перекрывание s — АО для атомов с большим значением главного квантового числа. [c.11]

Калпй К, рубидий НЬ, цезий С8 и франций Рг — полные электронные аналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величин радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрона, а у элементов подгруппы калия 8. Ниже приведены некоторые сведения о литии, натрии и об элементах подгруппы калия [c.592]

На основе зонной теории легко объяснима электропроводность твердого тела. Чем, например, объясняется электропроводность лития и других щелочных металлов У них валентная зона занята только наполовину, так как N атомов имеют N валентных электронов (по одному я-электрону на атом), а число мест в 5-зоне 2 N. Незаполнен-ность верхней (валентной) зоны порождает электронную проводимость, характерную для металла. Действительно, под влиянием электрического поля валентные электроны должны начать движение к положительному полюсу, т. е. приобретать дополнительную энергию. Такое наращивание этой энергии очень малыми порциями (почти непрерывное) возможно, если в зоне валентных состояний есть уровни, свободные от электронов. Если зона валентных состояний полностью заполнена электронами, то проводимость должна отсутствовать, т. е. тело должно иметь свойства диэлектрика. В полностью заполненной зоне электроны не могут наращивать энергию малыми порциями, так как принцип Паули запрещает переходы внутри заполненной зоны. [c.234]

С возрастанием порядкового номера щелочных металлов увеличиваются радиусы их атомов, внешний, или валентный, электрон все дальше отодвигается от ядра, заэкранированного внутренними электронами, и связь его с атомом все более ослабляется. Вследствие этого химическая активность щелочных металлов возрастает с возрастанием порядкового номера. Наименее химически активен из них литий (порядковый номер 3), наиболее активны рубидий и особенно цезий (по- [c.129]

Эта реакция протекает не для всех щелочных металлов одинаково. Выделение водорода при взаимодействии лития с водой идет спокойно без воспламенения, и сам металл при этом не плавится. Реакция натрия с водой протекает более знергично если натрию дать свободно двигаться по поверхности воды, то водород не загорается в противном случае происходит воспламенение, и пламя окрашивается в характерный для этого металла желтый цвет при этом натрий расплавляется. Взаимодействие калия с водой происходит бурно и сопровождается воспламенением металла. Рубидий и цезий реагируют с водой с сильным взрывом. Таким образом, чем больше порядковый номер атома, т. е. чем дальше от ядра отстоит валентный электрон, тем энергичнее совершается окисление металла, сопровождаемое выделением водорода. [c.233]

Наиболее известными и распространенными электронодефицитными веществами являются металлы и металлические соединения — металлиды. Речь идет о металлах и металлидах в конденсированном состоянии. В газообразном состоянии металлические молекулы ничем не отличаются от других типичных молекул по природе химической связи. Например, молекулы щелочных металлов Lio, Na2, К2, s2, как и молекула водорода Но, характеризуются парноэлектронной ст., 5-связью. Однако металлы и металлиды в их обычном твердом состоянии коренным образом отличаются от их пара. Возьмем, к примеру, кристаллический литий, объемно-центрированная решетка которого показана на рис. 56. Каждый атом лития окружен восемью другими, и один 2 -электрон атома лития должен обеспечивать связи с 8 ближайшими соседями. Следовательно, в металлическом литии существует большой дефицит валентных электронов против парноэлектронной двухцентровой ковалентной связи. Это означает, что металлы и металлиды нельзя [c.119]

Наименьший среди других щелочных элементов атомный радиус лития и соответственно наибольший первый потенциал ионизации определяют относительно меньшую его химическую активность в подгруппе. Из всех щелочных элементов только у атома лития валентному электрону предшествует устойчивая электронная оболочка типа гелия (электронная формула атома натрия уже ls 2s 2p 3s ). Она оказывает большое поляризующее действие на другие ионы, атомы и молекулы, но сама весьма мало поляризуется под их влиянием. Этим можно объяснить относительно меньшую термическую устойчивость солей лития в ряду соединений щелочных металлов и отсутствие у лития достаточно устойчивых соединений с комплексными анионами. Характерно, например, что в ряду гидрокарбонатов щелочных металлов МеНСОз не выделено лишь соединение лития оно существует только в растворе. По той же причине наиболее прочны те комплексные соединения лития, в которых он является центральным атомом, например [Li(NH3)J". [c.6]

Литий. Атом лития имеет один валентный электрон, поэтому молекула может иметь не больше двух связывающих электронов. Эти электроны спарены на низшей доступной для них молекулярной орбитали, о,. Следовательно, в молекуле Li2 имеется одна ковалентная связь. Длина этой связи (2,67 А) превышает длину связи в молекуле Н2 (0,74 А), потому что в молекуле лития связь образуется более протяженными атомными орбиталями сп = 2, анесп = 1. По этой же причине связь в слабее, чем в Н2 энергия связи в 2 равна ПО кДж мoль , а в Н2-432 кДж моль Ч Ядра атомов лития расположены дальше друг от друга, электронное облако распределено в большем объеме и силы притяжения между электронами и ядрами соответственно ослаблены. [c.525]

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]

В качестве иллюстрации можно привести пары элементов, различие в свойствах которых общеизвестно и может быть объяснено с точки зрения представления о кайносимметричных орбиталях. В самом деле, водород (1 5 ) значительно менее металличен , чем литий (2s ), а бор (2s 2/7 ) и углерод (2з 2р ) менее металличны, чем алюминий (Зс ЗрО и кремний (Зз Зр-). Эти особенности кайносимметричных элементов обусловлены меньшим экранированием валентных электронов. Внутренние максимумы радиального распределения электронной плотности для некайносимметричиых валентных орбиталей совпадают с аналогичными максимумами заполненных внутренних орбиталей той же симметрии. Вследствие этого некай-носимметричные электроны испытывают значительно больший эффект экранирования, из-за чего их связь с ядром существенно слабее по сравнению с кайносимметричными электронами. [c.14]

Усложним несколько молекулярную систему и перейдем от молекулы LiH к линейной молекуле ВеНг (симметрия. Из интуитив ных соображений, основанных на каких-то предварительных сведениях, представляется очевидным возможность выделения в этой молекуле двух эквивалентных связей Н-Ве-Н каждый валентный электрон атома Ве считают взаимодействующим со своим атомом водорода. Энергия возбуждения A (2s 2р) в атоме бериллия, как и в случае атома лития, невелика, и поэтому орбиталь 2ра должна бьггь принята во внимание при построении МО. Образуя из функций Is(Hi) и ls(H2) правильную линейную комбинацию, приходим к МО [c.228]

Прежде чем говорить об электронной конф 1гурации кристаллов, напомним, как формируется электронная структура молекулы, когда она образуется из атомов. Возьмем, например, литий, атомы которого имеют электронную структуру ls 2s. При перекрывании 28-орбиталей двух атомов образуется молекула Lia. При этом возникают две молекулярные орбитали, одна из которых, более низкая по уровню энергии— связывающая орбиталь, — заселяется валентными электронами. Небольшая часть валентных электронов, возбуждается и переходит в 2р-состояние, степень гибридизации не превышает 20%. Атомные 1 s-орбитали не теряют в молекуле своей индивидуальности. Участие принадлежащих им электронов в об-, щем электронно-ядерном взаимодействии несколько снижает его [c.99]

Из первого характерного свойства металлов следует, что по крайней мере часть электронов может передвигаться по всему объему куска металла. С другой стороны, из кристаллической структуры металлов следует, что их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями, ибо числа валентных электронов атома оказывается недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями. Например, литий кристаллизуется в кубической объемноцентрированной решетке, и каждый его атом имеет в кристалле по восемь ближайших соседей (рис. 64). Для образования двухэлектрон- [c.104]

При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается работа превращения металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех слагаемых энергии атомизации — превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической решетки данного металла. Энергия ионизации атомов — отрыва от них валентных электронов — непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса. Ионы лития и калия, имеющие одинаковый заряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинаковые электрические поля, Поле, возникающее вблизи маленьких ионов лития, будет более си.пьным, чем поле около больших ионов калия. Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с выделением большей энергии, чем ионы калия. [c.329]

Образуя главную подгруппу I группы периодической системы, ЩЭ —зЬ], пЫа, эК, зтКЬ, ббСз, вуРг —следуют непосредственно за инертными газами [2], и их собственные электроны располагаются на новом энергетическом уровне, начиная электронный слой с главным квантовым числом на единицу большим, чем у элементов предыдущего периода (табл. 1.1). Валентным пз -электронам предшествует завершенная электронная оболочка типа инертного газа. Понятно поэтому, что валентные электроны каждого ЩЭ отщепляются легче, чем у любого другого элемента того же периода, — электронный слой, только что начав формироваться, еще очень далек от завершения и поэтому непрочен. Впрочем, как видно из табл. 1.1, величины ионизационных потенциалов (ПИ1) для металлического состояния ЩЭ все же велики. Это относится прежде всего к литию, для которого ПИ1 = = 5,37 эВ ( — 123,5 ккал/моль). С ростом атомного и ионного радиуса величины ПИ сверху вниз в подгруппе уменьшаются. У цезия ПИ самый низкий из измеренных среди ЩЭ и других элементов периодической системы (3,58 эВ). [c.5]

Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре атомы лития должны были бы представить по носсмь электронов, что, конечно, невозможно т. к. атомы лития имеют лишь по одному валентному электрону (28 ). [c.56]

Начнем с лития. В свободном (газообразном) состоянии в атоме лития два электрона находятся на 15- и один на 25-орбиталях. При образовании кристалла АО перекрываются, причем в наибольшей степени, естественно, внешние валентные 2 , и образуется такое же число молекулярных. Мы говорим, что происходит расщепление атомных орбиталей в зону. В литии образуются две такие зоны 15 и 25. Первая из них возникает при взаимодействии внутренних орбиталеи это взаимодействие (перекрывание АО) относительно мало, и потому зона узка. Так как на каждой из 15-АО Ы было по два электрона, то и все образовавшиеся МО этой зоны содержат по два электрона — зона целиком заполнена, следовательно, не дает вклада в энергию связи (ведь число связывающих и антисвязывающих орбиталей в зоне одинаково). Зона, образованная валентными 25-АО, значительно шире и заполнена, очевидно, наполовину. [c.134]

Водород — первый элемент и один из двух представителен первого периода системы. По электронной формуле Ь он ([юрмально относится к 5-элементам и является типовым аналогом типических элементов I группы (лития и натрия) и собственно щелочных металлов (подгруппа калия), Это обусловливает сходство оптических спектров водорода и щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень окисления +1, являются тиничн1)1мн восстановителями. Одна ко в состоянии однозарядного катиона Н (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А-группы валентный электрон экранирован электронами внутренних орбиталей, У атома водорода отсутствует э( х зект экранирования, чем и объясняется уникальность его свойств. Кроме того, единственный электрон [c.96]

Общая характеристика. Все атомы указанных элементов имеют по одному валентному электрону во внешнем уровне, а в предпоследнем уровне два электрона у лития п — 1)5 , у всех остальных по восемь электронов п — Первые элементы периодов — щелочные металлы — имеют наибольший атомный объем и наибольший радиус атома и наименьший потенциал ионизации по сравнению с остальными элементами соответствующего периода. Водород, будучи первым элементом первого периода, имеет кое-что общее со щелочными металлами. Это общее выражается в сходстве спектров, в равной валентности по кислороду (единице), в окислительном числе +1. Но ион Н не имеет аналогов, так как он очень мал по сравнению с катионами щелочных металлов и существует только в водных растворах в виде иона НдО . Потенциал ионизации атома Н значительно больше потенциалов ионизации щелочных металлов, а восстановительная способность водорода намного меньше. Водород имеет больше сходства с галогенами, являющимися так же, как и водород, предпбследнимн элементами периодов, и потому он будет рассмотрен вместе с галогенами в 7. [c.270]