Радиус атома лития

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]

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]

Следовательно, в этом же направлении ослабевает металлическая активность — способность атома терять электроны, переходя в положительно заряженные ионы. Так, атом лития с его относительно большим радиусом слабо удерживает наружный электрон, легко теряет его, проявляя высокую металлическую активность. Атом фтора, радиус которого почти в четыре раза меньше, чем радиус атома лития, способен только притягивать электрон к ядру и переходить в отрицательно заряженный ион, проявляя при этом высокую неметаллическую активность. Такая же картина наблюдается и в третьем периоде при переходе ог ярко выраженного металла — натрия к типичному неметаллу — хлору. [c.45]

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]

Можно провести еще одно интересное сопоставление — сравнить длину связи в Lia с размером атома лития, оцененным в одноэлектронном приближении. Средний радиус атома лития равен 2,52 А. Где бы можно было найти второй атом лития при образовании связи Связь возникает потому, что атом лития А передает свои валентные электроны ядру второго атома лития В, и наоборот. Иными [c.95]

На рис. 6.7 показаны изменения числа занятых электронами энергетических уровней и размеры атомов для элементов группы 1А. У атома лития в ядре имеется три протона, а электроны заселяют два энергетических уровня атомы этого элемента имеют самые маленькие размеры в своей группе. Средний радиус распределения электронов на втором энергетическом уровне в атоме натрия намного меньше, чем в атоме лития, потому что заряд ядра атома натрия гораздо больше, -Ь П. Однако у натрия в отличие от лития заселен еще третий энергетический уровень, и поэтому атом натрия имеет значительно больший общий радиус. При переходе к следующим элементам той же группы с большими порядковыми номерами (и более высокими зарядами ядра) средний радиус распределения электронов для каждого энергетического уровня последова- [c.97]

Некоторые выводы мы можем сделать на основании одного простого примера. Рассмотрим металл литий с кристаллической структурой о. ц. к. и кратчайшим возможным расстоянием между ядрами, равным 3,03 А. В атоме лития имеются только три электрона, основное состояние которых (ls) (2s) радиус иона Ы+(15)2 (табл. 28 на стр. 337) равен всего лишь 0,60 А. На внутренние сильно связанные электроны другие атомы лития почти не будут оказывать влияния, поэтому мы приходим к выводу, что один и только один валентный электрон каждого атома сообщает кристаллу металлические свойства. Все связи атома с его ближайшими четырнадцатью соседями обязаны своим существованием этому единственному (на каждый атом) электрону, связывающая сила которого, таким образом, размазана . Это следует также из сравнения длины связи, (2,67 А) в двухатомной молекуле Ыг с кратчайшим возможным расстоянием (3,03 А) между атомами в металле. Увеличенная длина связи в металле означает, что последняя ослаблена в то же время число связей в металле больше, вследствие чего полная энергия связи на один атом возрастает от 13 ккал/моль в молекуле до 39 ккал/моль в металле. Валентные электроны, или электроны проводимости, таким образом, связаны в металле сильнее, чем в молекуле, но их связывающая сила распределена между большим числом объектов. [c.342]

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]

Самым важным обстоятельством при таком рассмотрении являются изменения связи электронов, помещаемых на те же орбитали-(5 или р), но уже в атоме с возросшим зарядом ядра. Связь электрона с ядром становится прочнее, чем в атоме предыдущего элемента, так как при этом создается более сильное поле положительного заряда. Электроны притягиваются ближе к ядру, и атом становится более сжатым. Во 2-м периоде радиусы атомов от лития до фтора уменьшаются более чем в два раза, несмотря на то, что в трн раза увеличивается число электронов. Если сопоставить размер атома водорода с ионом Ы2+, где тоже один электрон, то окажется., чтО [c.200]

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]

Щелочными металлами называются элементы главной подгруппы I группы периодической системы литий, натрий, калий, рубидий и цезий Атомы атих элементов во внешнем слое имеют по одному электрону При химических реакциях они легко отдают этот электрон и проявляют себя как энергичные восстановители. Активность их возрастает с увеличением атомных радиусов, т. е. в направлении от лития к цезию. [c.237]

Пример 18. Определить толщину стенок цилиндрической части литого чугунного котла емкостью 2000 л (внутренний радиус 675 мм), если известно. что давление в котле составляет 4 ати. Ответ. 15 мм. [c.424]

Атомы различных элементов имеют разные объемы, более или менее закономерно изменяющиеся по периодической системе в разных направлениях. Так, сверху вниз по любой главной подгруппе, в связи с увеличением числа квантовых слоев радиус атомов резко увеличивается. Поэтому, атом франция (№ 87, Гг, I гр.) больше атома лития (№ 3, Ь1) атом астатина (№ 85, АЬ, VII гр.) больше атома фтора (Л а 9, Г). Слева направо по любому периоду, в связи с постепенным возрастанием положительного заряда ядра при одном и том же числе квантовых слоев у всех элементов периода, электронная оболочка сжимается и радиус атома уменьшается-, поэтому атом фтора (№ 9, Г, II период) меньше атома лития (оХг 3, Ь1) атом астатина (№ 85, А1, VI период) меньше атома цезия (Л 55, Сз). [c.139]

ОНИ оказываются ближе к ядру лития, чем валентный 25-электрон в изолированном атоме лития. В табл. 2.1 для среднего радиуса лития было приведено значение 2,53 А. Следовательно, в результате смещения электронного распределения в ионных связях валентные электроны отнюдь не удаляются из окружения каждого из атомов. Перераспределение приводит лишь к тому, что они концентрируются ближе к атому, способному удерживать их более прочно при этом электроны остаются одновременно вблизи обоих ядер. Связи образуются, потому что электроны находятся одновременно вблизи двух или более ядер. [c.105]

Если сравнивать соединение с одинаковыми анионами, то изменение сродства образования в группе щелочных металлов дается уравнением (12), стр. 157, выражающим разность G А J Qs)- Из приведенных в табл. 28 данных следует, что сумма -f при переходе от Li к s уменьшается от 159.8 до 108,1 ккал/г-атом, т. е. в отношении 3 2. Если принять при этом, что энергия решетки G уменьшается в том же соотношении или сильнее, то разность между G и (Aj Qs) также должна уменьшаться следовательно, сродство образования должно уменьшаться от соединений лития к соединениям цезия Энергия решетки в соответствии с уравнением (И), стр. 155, обратно пропорциональна расстоянию между центрами ионов в кристалле г, соответствующему сумме радиусов аниона и катиона. У фторидов, если переходить от LiF к sF, ионное расстояние возрастает от 2,01 до 3,01 A (ср. табл. 39), таким образом, энергия решетки уменьшается приблизительно в соотношении 3 2. [c.161]

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 щелочных металлов увеличивается сверху вниз. От лития к францию число электронных оболочек возрастает от 2 до 7, Атом лития отличается от остальных щелочных металлов тем, что его предвнешний уровень заселен двумя электронами, в то время как у других атомов — по 8. [c.241]

Литий в свободном виде — металл серебристо-белого цвета, мягкий, но более твердый, чем натрий и калий. По сравнению с атомами остальных щелочных металлов атом лития имеет наибольший ионизационный потенциал и наименьший радиус. Поэтому химическая активность лития меньше, чем у остальных щелочных металлов. На воздухе он быстро тускнеет с образованием темно-серого налета окиси Ь1аО и нитрида ЫзЫ. Воспламеняется литий при температуре выше 200° С, причем пламя его карминно- [c.346]

Мез[8с(СЫ8)б] — гигроскопичные соединения связь скандия с группой СЫЗ осуществляется через атом Ы. Растворимость их уменьшается с увеличением радиуса катиона внешней сферы, что видно из следующего при 20° растворимость составляет 78,05% Ыз[8с(ЫС8)в]- 1ЗН2О, 75,71% Ыаз[8с(ЫС8)б]-4Н20, 73,00% Кз[8с(ЫС8)в, 71,82% РЬз[8с(ЫС8)б], 70,48% Сзз[8с(ЫС8)е]. Термическая устойчивость возрастает по ряду катионов Ь1 < Ыа <С К < РЬ < Сз. Полное обезвоживание соединения лития протекает одновременно с разложением. Для [c.9]

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]

Ионы Li+ (атомные остовы), имеющие электронную структуру расположены по узлам объемноцентрированной кубической решетки. Известно, что радиус иона Li+ составляет О, 68 А. Длина связи Li—Li в молекуле Lia в газе равна 2,674 А, а в кристалле лития расстояние между ближайшими соседями составляет 3,03 А. Однако увеличенную длину связи в кристалле по сравнению с молекулой нельзя рассматривать как признак более слабой связи. Энергия связи в кристалле равна 39 ккал1молъ, а в молекулярном газе эта энергия составляет 13 ккал1молъ. Металлическая связь осуществляется через электроны, образующие газ почти свободных электронов (так называемые электроны проводимости). Атом в решетке, таким образом, связан даже сильнее, чем в молекуле. [c.198]

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. 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]

Имеются также убедительные данные, что в кристалле любого щелочного металла на каждый атом приходится всего один делокализованный электрон, и этой конденсированной фазе присущи многие свойства, которые следует ожидать в системе из однозарядных положительных ионов, окруженных численно равным количеством электронов, образующих электронный газ . Например, при последовательном переходе от лития к цезию температуры кипения и плавления, а также твердость щелочных металлов уменьшаются вполне закономерно. Это согласуется с представлением о том, что размер положительного иона суще-ствеино определяет силы, удерживающие конденсироваиную фазу как единое целое. Маленькие ионы лития должны сильнее нритягивать окружающие электроны, чем более крупные ионы натрия, и эта закономерность выполняется при последовательном переходе к более тяжелым щелочным металлам по мере возрастания ионных радиусов. При этом возникает интересный вопрос как один атом может координироваться восемью другими атомами, если на каждый атом приходится только один электрон, участвующий в связи Интересно также выяснить, почему координационное число равно именно восьми. Почему оно не равно, например, двенадцати, как это обнаруживается в большинстве металлов Ведь двенадцать — это максимальное число сфер, которые могут плотно упаковываться вокруг сферы такого же размера, если между ними не действуют какие-либо направленные силы. [c.496]

Атомы гелия и неона из-за малых размеров и трудной поляризуемости не образуют гидратов. Кристаллические соединения подобного типа образует фенол с криптоном (Кг-2СбН50Н), ксеноном (Хе-2СвН50Н) и радоном (Кп-2СбНбОН). Их устойчивость является функцией радиуса атома чем крупнее атом инертного газа, тем легче он поляризуется. Радоновое соединение плавится при 50 °С. Существуют соединения, образованные сильно поляризующим ионом лития и инертными газами, — (где п равно 1 или 2), Их устойчивость также зависит от радиуса атома инертного газа. [c.223]

Вследствие значительного экранирования центрального заряда электронными оболочками инертных газов внешние электроны в атомах щелочных металлов связаны слабо. Связь тем слабее, чем выше главное квантовое число. Так объясняется сильно электроположительный характер щелочных металлов и его возрастание в направлении от лития к цезию. Этим же объясняется большая величина атомных радиусов щелочных металлов и значительная разшща между атомными и ионными радиусами (ср. табл. 28). Последние относятся к ато(иным остовам, которые остаются при отрыве внешнего электрона. От лития к цезию атомные и ионные радиусы значительно возрастают в соответствии с положением, что протяженность электронного облака (которое в случае I = О обладает шаровой симметрией) с ростом главного квантового числа сильно увеличивается (как видно из рис. 25 на стр. 111). [c.164]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология