Строение атома лития (li), схема и примеры

Строение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примеры
Строение атома лития (li), схема и примеры

История открытия элемента

В 1817 году шведский химик Иоганн Арфведсон открыл вещество в минерале петалите, а затем — в пероксине сподуме и слюде лепидолите.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

А в 1818 году Гемфри Дэви получил его в виде металла в процессе разложения расплава гидроксида лития.

Когда Леопольд Гмелин экспериментировал с солями, содержащими это вещество, он увидел, что при горении соединений пламя было окрашено в карминово-красный цвет.

Строение атома лития (li), схема и примеры

Впервые литий был найден среди твёрдых горных пород, поэтому он получил наименование литион, что в переводе с греческого означает «камень». Современное название металлу дал Берцелиус.

Крупные месторождения лития были найдены в США, Боливии, Чили, Бразилии, Конго и Китае. В России почти 50% запасов природного ископаемого можно найти в Мурманской области. Вещество обнаружили в составе онгонитов и в сильносолёных озёрах, которые назвали рассолами.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Уравнение эйлера в физике

Оценим за полчаса!

Физические свойства

В периодической системе литий (Li) имеет атомный номер 3. Химический элемент расположен во втором периоде первой подгруппы. Он относится к классу щелочных металлов и характеризуется светло-серебристым оттенком. Его свойства обусловлены электронным строением атома.

Литий относится к семейству s-элементов. Его валентность равна +1. Атом характеризуется наличием двух оболочек. На внешнем слое расположены валентные электроны, участвующие в формировании химических связей. Ядро атома имеет положительный заряд. В нём находятся 3 протона и 4 нейтрона.

Вокруг ядра по орбитам движутся 3 электрона.

Строение атома лития (li), схема и примеры

Основные характеристики лития:

  • температура плавления — 180 °C;
  • температура кипения — 1340 °C;
  • плотность при комнатной температуре — 0,533 г/см³;
  • атомная и молекулярная масса вещества — 6,941;
  • удельный вес — 0,539;
  • твёрдость по Моосу — 0,6.

Литий — самый лёгкий металл. Он способен воспламеняться при температуре выше 200 °C. На воздухе он покрывается оксидно-нитридной плёнкой. При комнатной температуре вещество обладает кубической объёмноцентрированной кристаллической решёткой. Пластичный металл мягче свинца и твёрже натрия. Он хорошо обрабатывается прокаткой и прессованием.

Особые физические свойства лития обусловлены небольшим размером его атома. С натрием он соединяется при температуре не выше 380 °C. С ним не смешиваются расплавленный калий, рубидий или цезий.

Химические особенности

Вещество реагирует с водой, аммиаком, кислотами и неметаллами, в чём проявляются типичные химические свойства лития. В металлической форме он обжигает слизистые оболочки и увлажнённую поверхность кожного покрова.

Строение атома лития (li), схема и примеры

В соединениях степень окисления лития равна +1. Этот металл нельзя хранить в керосине, что нехарактерно для щелочных видов. При комнатной температуре он не взаимодействует с сухим воздухом или кислородом.

Элемент вступает в медленные реакции с другими газами во влажном воздухе, образуя гидроксид, нитрид и карбонат. Поэтому вещество хранят в газолине, парафине или минеральном масле.

Для этого используют герметично закрытые жестяные банки.

При нагревании в кислороде литий горит, превращаясь в оксид. Протекающая химическая реакция с уравнением и формулой:

4Li+O2 → 2Li2O

Одна из главных особенностей металла в том, что при 100−300°C на нём образуется плотная оксидная плёнка, после чего он не окисляется.

Основным признаком для определения химического элемента служит тёмно-красное пламя во время горения его солей.

При взаимодействии с водой, при котором не происходит взрыва или возгорания, образует гидроксид и простое вещество водород. Также реагирует с этиловым спиртом.

Происхождение в природе

Существует 2 природных стабильных и 7 искусственных изотопов лития. Кроме того, металл имеет два возбуждённых изомерных состояния некоторых его нуклеидов. Основная часть изотопов возникла при первичном нуклеосинтезе, а другая — в звёздном.

Вещество относится к группе крупноионных литофильных элементов. Он содержится в верхней материковой коре и морской воде. Литий образует такие самостоятельные минералы, как лепидолит и сподумен. Он выступает изоморфным заместителем калия в распространённых породообразующих ископаемых.

Строение атома лития (li), схема и примеры

Большой объём элемента обнаружен в красном гиганте, который был открыт астрономами в 1982 году. Также высокое содержание металла отмечено в некоторых других крупных звёздах.

Специалисты используют минеральные формы или солевые растворы из соляных озёр для получения необходимого вещества. Из каждого вида сырья сначала извлекают карбонат металла.

Сподумен перерабатывают путём спекания его с сульфатом калия. В результате реакции получается раствор сульфата лития, а затем при взаимодействии с карбонатом натрия получается карбонат лития.

Металлическая форма вещества образуется путём электролиза расплава солей.

Элемент был обнаружен в числе постоянных компонентов в живых организмах. У растений он повышает стойкость к различным заболеваниям. Вещество усиливает фотохимическую активность хлоропластов в листве томатов и синтез никотина в табаке.

В человеческом организме литий образуется преимущественно в почках, но также находится в щитовидной железе, печени, сердце, лёгких и кишечнике. Этот элемент участвует в важных процессах жизнедеятельности организма человека:

Строение атома лития (li), схема и примеры

  • нормализует обмены жиров и углеводов;
  • укрепляет иммунную систему;
  • не даёт развиться аллергическим реакциям;
  • снижает нервную возбудимость.

В большом количестве вещество снижает уровень серотонина в мозге. При высоком содержании натрия в организме препараты с литием назначают с осторожностью, поскольку лекарства могут быть опасны для здоровья и ухудшить состояние почек.

Сферы применения

Литий обладает уникальными свойствами и имеет много преимуществ перед другими металлами. Люди используют его в разных областях:

Строение атома лития (li), схема и примеры

  • Сульфид лития и меди выступает отличным полупроводником, предназначенным для создания термоэлектрических материалов.
  • Металл, который даёт возможность получить тёмно-красное пламя, применяется при производстве пиротехники.
  • Фторид вещества широко используется в изготовлении лазеров и оптики.
  • В современной электронике применяют щелочные аккумуляторы с гидроксидом лития для получения максимальной мощности и продления срока службы средств.
  • Вещество используется в качестве наполнителя для металлогалогенных ламп.
  • Сплавы лития применяют в авиации и космонавтике.
  • В металлургии материал используют как вспомогательное средство при выплавке алюминия. Полезное ископаемое повышает степень прочности и пластичности у разных сплавов.
  • Из-за высокой удельной теплоёмкости металл распространён в производстве ядерных реакторов.
  • В силикатной промышленности он необходим при создании определённых видов стекла и для покрытия изделий из фарфора.
  • Гидроксид лития применяется для очистки помещений от углекислого газа.
  • Соединения с этим веществом используют в текстильной промышленности для отбеливания тканей.

Строение атома лития (li), схема и примеры

Различные соединения лития находят применение и в других областях. Поскольку его соли характеризуются целебными свойствами, вещество широко используется в сфере медицины. Лекарственные препараты с этим компонентом помогают в лечении аффективных расстройств и дерматологических заболеваний.

Источник: https://nauka.club/khimiya/litii.html

Литий, свойства атома, химические и физические свойства

Строение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примеры

Li 3  Литий

6,938-6,997*      1s2 2s1

Литий — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 3. Расположен в 1-й группе (по старой классификации — главной подгруппе первой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула лития. Формула лития. Строение атома лития

  • Изотопы и модификации лития
  • Свойства лития (таблица): температура, плотность и пр.
  • Физические свойства лития

Химические свойства лития. Взаимодействие лития. Реакции с литием

Получение лития

Применение лития

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула лития. Формула лития. Строение атома лития:

Литий (Li, лат. lithium, c греч. λίθος – «камень») – химический элемент 1 груп­пы ко­рот­кой фор­мы (по старой классификации – главной подгруппы первой группы) периодической системы химических элементов второго периода системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 3.

Литий возглавляет группу щелочных металлов в периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева.

  1. Как простое вещество литий представляет собой мягкий щелочной металл серебристо-белого цвета.
  2. Молекула лития одноатомна.
  3. Химическая формула лития Li.

Электронная конфигурация атома лития 1s2 2s1. Потенциал ионизации (первый электрон) атома лития равен 5,39 эВ (519,9 кДж/моль).

Строение атома лития. Атом лития состоит из положительно заряженного ядра (+3), вокруг которого по атомным оболочкам (двум s-орбиталям) движутся три электрона. Поскольку литий расположен во втором периоде, оболочки всего две, одна из которых является внешней. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем.

Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома цезия на 2s-орбитали находятся один неспаренный электрон. Электроны, расположенные на внешней оболочке, называются валентными и участвуют в образовании химических связей. В свою очередь ядро атома лития состоит из трех протонов и четырех нейтронов.

Литий относится к элементам s-семейства.

Радиус атома лития составляет 145 пм.

Атомная масса атома лития составляет 6,938-6,997 а. е. м. (г/моль).

Изотопы и модификации лития:

Свойства лития (таблица): температура, плотность и пр.:

Общие сведения
Название Литий/ Lithium
Символ Li
Номер в таблице 3
Тип Металл
Открыт Иоганн Арфведсон, Швеция, 1817 г.
Внешний вид и пр. Очень лёгкий, очень мягкий металл серебристо-белого цвета
Содержание в земной коре 0,0017 %
Содержание в океане 0,000018 %
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)* 6,938-6,997 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация 1s2 2s1
Радиус атома 145 пм
Химические свойства
Степени окисления +1
Валентность +1
Ковалентный радиус 134 пм
Радиус иона 76 (+1e) пм
Электроотрицательность 0,98 (шкала Полинга)
Энергия ионизации (первый электрон) 519,9 кДж/моль (5,39 эВ)
Электродный потенциал -3,06 В
Физические свойства
Плотность (при 20 °C и при  нормальных условиях, состояние вещества – кристаллы, твердое тело) 0,534 г/см3
Плотность (при  нормальных условиях – при 200 °C, состояние вещества – жидкость) 0,507 г/см3
Плотность (при  нормальных условиях – при 400 °C, состояние вещества – жидкость) 0,49 г/см3
Плотность (при  нормальных условиях – при 600 °C, состояние вещества – жидкость) 0,474 г/см3
Плотность (при  нормальных условиях – при 800 °C, состояние вещества – жидкость) 0,457 г/см3
Плотность (при  нормальных условиях – при 1000 °C, состояние вещества – жидкость) 0,441 г/см3
Температура плавления 180,54 °C (453,69 K)
Температура кипения 1339,85 °C (1613 K)
Уд. теплота плавления 2,89 кДж/моль
Уд. теплота испарения 148 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 24,86 Дж/(K·моль)
Молярный объём 13,1 см³/моль
Давление паров 0,00776 мм.рт.ст. (при 527°C),
1 мм.рт.ст. (при 732°C),
5 мм.рт.ст. (при 828°C),
20 мм.рт.ст. (при 940°C),
40 мм.рт.ст. (при 1003°C),
60 мм.рт.ст. (при 1042°C),
100 мм.рт.ст. (при 1097°C),
200 мм.рт.ст. (при 1178°C),
400 мм.рт.ст. (при 1232°C)
Удельная теплоемкость при постоянном давлении (при 25 °C) 3,4122 Дж/г·K
Теплопроводность (при 300 K) 84,8 Вт/(м·К)
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело) 0 кДж/моль
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – жидкость) 2,4 кДж/моль
Стандартная энтальпия образования ΔH (при 298 К, для состояния вещества – газ) 159,3 кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования ΔG (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело) 0 кДж/моль
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело) 29,1 Дж/(моль·K)
Стандартная мольная теплоемкость Cp (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело) 24,86 Дж/(моль·K)
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – жидкость) 34 Дж/(моль·K)
Стандартная мольная теплоемкость Cp (при 298 К, для состояния вещества – жидкость) 31,3 Дж/(моль·K)
Стандартная энтропия вещества S (при 298 К, для состояния вещества – газ) 138,7 Дж/(моль·K)
Стандартная мольная теплоемкость Cp (при 298 К, для состояния вещества – газ) 20,79 Дж/(моль·K)
Электропроводность в твердой фазе 11х106 См/м
Сверхпроводимость при температуре
Твёрдость 0,6 по шкале Мооса
Структура решётки кубическая объёмноцентрированная
Параметры решётки 3,490 Å
Температура Дебая 400 K
Конденсат Бозе-Эйнштейна 7Li

Примечание:

* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

Физические свойства лития:

Литий представляет собой серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, твёрже натрия, но мягче свинца. В связи с ем его можно обрабатывать прессованием и прокаткой.

При комнатной температуре металлический литий имеет кубическую объёмноцентрированную решётку (координационное число 8), пространственная группа I m3m, параметры ячейки a = 0,35021 нм, Z = 2.

Читайте также:  Формула карбоната аммония в химии

Однако ниже 78 К устойчивой кристаллической формой является гексагональная плотноупакованная структура, в которой каждый атом лития имеет 12 ближайших соседних атома, расположенных в вершинах кубооктаэдра. Кристаллическая решётка относится к пространственной группе P 63/mmc, параметры a = 0,3111 нм, c = 0,5093 нм, Z = 2.

Литий – очень легкий металл.

Литий имеет самую низкую плотность при комнатной температуре среди всех металлов (0,534 г/см³, почти в два раза меньше плотности воды). Вследствие своей низкой плотности литий всплывает не только в воде, но и, например, в керосине.

Литий не растворяется в воде, но реагирует с ней. Литий плохо растворяется в органических растворителях, ртути. Растворяется в жидком аммиаке с образованием синего раствора с металлической проводимостью. Растворяется в расплавленном алюминии.

Расплавленный литий растворяет металлы и обезуглероживает стали, что приводит к изменению прочности конструкционных материалов. Расплавленный литий не растворяет инертные газы.

  • Пары лития имеют ярко-красный цвет.
  • Температура плавления лития (Li) составляет 180,54 °C.
  • Температура кипения лития (Li) составляет 1339,85 °C.
  • Из всех щелочных металлов литий характеризуется самыми высокими температурами плавления и кипения (180,54 и 1339,85 °C, соответственно).

Маленькие размеры атома лития приводят к появлению особых свойств металла. Например, он смешивается с натрием только при температуре ниже 380 °C и не смешивается с расплавленными калием, рубидием и цезием, в то время как другие пары щелочных металлов смешиваются друг с другом в любых соотношениях.

Теплопроводность лития при 300 K составляет 84,8 Вт/(м·К).

Химические свойства лития. Взаимодействие лития. Реакции с литием:

Получение лития:

Применение лития:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

  1. Строение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примерыСтроение атома лития (li), схема и примеры
  2. карта сайта
  3. литий атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
    атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
    электронные формулы сколько атомов в молекуле лития 
    сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!

  • Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.
  • Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.
  • Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.
  • Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.
  • Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.

Источник: https://xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai/litiy-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

ПОИСК

    Если сопоставить электронное строение атомов, то можно заметить, что структура внешних энергетических уровней периодически повторяется (сравним литий и натрий Зл бериллий 2. и магний 3 , бор 25 2р и алюминий и т. д.). Такая [c.

52]

    Если сопоставить электронное строение атомов, то можно заметить, что структура внешних энергетических уровней периодически повторяется (сравним литий 2 и натрий 3 бериллий 2 и магний 3 , бор 2 2p и алюминий 3 3р и т. д.).

Такая закономерность будет соблюдаться и в последующих периодах. Именно этим объясняется периодическая повторяемость свойств элементов в периодах. В этом сущность и причина периодичности, обнаруженной Д. И. Менделеевым, который не располагал сведениями о строении атома.

Итак, теория строения атома подтвердила истинность менделеевского открытия, подвела под него мощную базу. [c.44]

    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]

    Рассмотрим теперь взаимодействие двух атомов Li. Электронное строение атома лития (ls 2s) выражается схемой [c.157]

    Таким образом, третий период, подобно второму, начинается с двух s-элементов, за которыми следует шесть р-элементов. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго п третьего периодов оказывается, следовательно, аналогичной.

Так, у атомов лития и натрия во внешнем электронном слое находится по одному s-электрону, у атомов азота и фосфора — по два S- и по три р-электрона и т. д. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних электронных слоев атомов периодически повторяется.

Ниже мы увидим, что это справедливо и для элементов последующих периодов. Отсюда следует, что расположение элементов в периодической системе соответствует электронно.пу строению их атомов. Но электронное строение атомов определяется зарядом их ядер и, в свою очередь, определяет свойства элементов п lix соединений.

В этом и состоит сущность периодической зависимости свойств элементов от заряда ядра их атомов, выражаемой периодическим законом. [c.92]

    Все щелочные металлы — очень сильные восстановители, их стандартные электродные потенциалы (E ) отрицательные. Наиболее отрицателен Е° лития (см. табл. 6.1). Это связано с особенностями электронного строения атома лития (ls 2s ), наименьшим его радиу- [c.252]

    Сопоставление рис. ХП.2 и ХП.З показывает, что электронное строение внешней оболочки атомов элементов следующих за неоном в точности повторяет строение атомов, предшествующих ему, т. е. второго периода. Так, натрий имеет во внешнем слое один электрон подобно литию. Химические свойства этих элементов сходны они являются активными одновалентными металла- [c.150]

    Не составляет труда записать волновое уравнение Шрёдингера для атома лития, состоящего из ядра и трех электронов, или атома урана, состоящего из ядра и 92 электронов. Однако, к сожалению, эти дифференциальные уравнения невозможно решить.

Нет ничего утешительного в том, что строение атома урана в принципе может быть найдено путем расчетов, если математические (хотя отнюдь не физические) трудности препятствуют получению этого решения. Правда, физики и физикохимики разработали для решения уравнения Шрёдингера множество приближенных методов, основанных на догадках и последовательных приближениях.

Проведение последовательных приближений существенно облегчается использованием электронно-вычислительных машин. Однако главное достоинство применения теории Шрёдингера к атому водорода заключается в том, что она позволяет получить ясную качественную картину электронного строения многоэлектронных атомов без проведения дополнительных расчетов.

Теория Бора оказалась слишком упрошенной и не смогла дать таких результатов, даже после ее усовершенствования Зом-мерфельдом. [c.374]

    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]

    Рассматривая электронное строение атомов различных элементов в порядке возрастания их порядкового номера, мы убедились (с. 28), что атом водорода (1в ) одновалентен, тогда как валентность атома гелия (1з ) равна нулю.

Валентность атома лития (ls 2s ) во всех соединениях равна единице, тогда как бериллий (18 2в ) становится двухвалентным благодаря переходу атома в возбужденное состояние (18 28 2р ).

Это объясняется тем, что энергия, затрачиваемая на возбуждение атома, с избытком компенсируется при образовании [c.42]

    Эта энергетическая стабильность молекулы Lia связана с электронным строением атома лития Li(ls 2s ) или Li (K2s ) (здесь К—атомный остов, не принимающий участия в образовании МО). Образование молекулы можно в первом приближении схематически изобразить так  [c.294]

    Таким образом, электронную структуру всех рассмотренных элементов можно записать общей формулой п— 1)5 р /г5, которая не описывает электронное строение лишь атома лития, имеющего формулу п—1)52/15.

Разница заключается в том, что, в отличие от всех других рассмотренных элементов, на предыдущем электронном слое атома лития находится два, а ие восемь электронов.

На внешнем же электронном уровне число и характер электронов одни и те же — один электрон на 5-орбитали. [c.72]

    Формирование -слоя (п = 2) начинается с лития, у которого имеется три электрона. Два электрона, как у гелия, заполняют А -слой. Третий электрон лития не может находиться в этом слое, так как на 1 -орбитали электронных вакансий нет.

Помещение третьего электрона на -орбиталь, максимальная электронная емкость которой равна двум, противоречило бы принципу Паули. У последнего элемента второго периода — неона — все я- и р-орбитали при и = 2 заполнены. Электронное строение атомов элементов в нормальном состоянии приведено в табл. 2.

В ней квадратные скобки символизируют электронные структуры благородных газов, которые органически входят в строение атомов последующих элементов. [c.40]

    Литий имеет три электрона, два из которых находятся на уровне 15, а третий — на уровне 2 (п=2, /=0). Так как 25-электрон расположен гораздо дальше от ядра и частично экранирован двумя внутренними электронами от заряда ядра, равного +3, этот внешний электрон легко удалить и получить ион с электронным строением гелия.

При переходе от лития к неону надо расположить восемь элементов этот ряд заканчивается неоном, который характеризуется устойчивой конфигурацией с восемью электронами (п=2). Следующий элемент, натрий, имеет один 35-электрон (п = 3, 1—0), который экранирован 10 внутренними электронами от заряда ядра, равного +И1 поэтому этот электрон связан слабо.

[c.400]

    Отсюда становится понятным принцип электронного строения атомов элементов периодической системы Менделеева. У самого легкого элемента — водорода — первая оболочка занята одним электроном. У следующего элемента — гелия — имеется два электрона, и, следовательно, первая оболочка занята полностью.

С лития, имеющего три электрона, начинается заполнение второй оболочки, в которой может находиться 2-2 =8 электронов. Дальнейшее заполнение этой оболочки осуществляется в ряду элементов Ве, В, С, N. О, Р и заканчивается в элементе Ке.

Далее начинается заполнение третьей оболочки, в которой может находиться 2-3 = 18 электронов, затем четвертой оболочки (2-4 =32 электрона) и т. д. [c.162]

    Щелочные металлы первой подгруппы имеют на внешней электронной оболочке по одному электрону и, следовательно, одновалентны. Электронное строение лития показано на рисунке 58. [c.333]

    Далее рассмотрим взаимодействие двух атомов Li. Электронное строение атома лития (ls 2i) таково (см. рис. 1.33), что в этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон, поэтому за счет спаривания таких одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы Liz, аналогичной молекуле Нг. Действительно, молекула Уг существует.

Энергия связи в молекуле Liz (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4.48 эВ). Это обусловлено наличием около ядра лития первого электронного слоя, из-за чего связь Li — Li значительно более длинная (267 пм), чем связь Н-Н (74 пм) кроме того, две пары электронов первого слоя в молекуле Liz сильно экранируют ядра и отталкиваются друг от друга.

Все это приводит к значительному ослаблению связи Li — U. [c.87]

    Согласно представлениям Гейтлера и Лондона, водород способен к образованию молекулы Нг потому, что в его атоме имеется один неспаренный электрон, а гелий не может образовать молекулу Нб2 ввиду того, что оба электрона в атоме Не являются спаренными. Аналогично рассмотрим взаимодействие двух атомов Li.

Электронное строение атома лития (ls 2s) (рнс. 1.34) таково, что в этом атоме имеется один неспаренный 25-электрон, поэтому за счет спаривания одиночных s-электронов можно ожидать образования молекулы LI2, аналогичной молекуле Нз. Действительно, молекула, LI2 существует.

Энергия связи в молекуле Lis (1,03 эВ) приблизительно в четыре раза меньше энергии связи в молекуле Нг (4,48 эВ).

Это обусловлено наличием около ядра лития перв ого электронного слоя, поэтому связь Li —Li значительно более длин-» ная, чем связь Н—Н (267 пм вместо 74 пм в молекуле Нг) кроме того, две пары электронов первого слоя сильно экранируют заряд ядра и отталкипаются друг от друга. Все это приводит к значи- тельному ослаблению связи. [c.81]

    Гипотеза Григоровича. По мнению В. К. Григоровича, расположение атомов в твердых и жидких простых веществах определяется, в основном, их электронным строением [8].

В металлической решетке, где внешние электроны положительных ионов сильно возбуждены вследствие возмущающего действия соседних атомов, сравнительно небольшой прирост температуры может быть достаточным для наступления перекрытия и обменного взаимодействия внешних р оболочек ионов, не перекрывающихся при низких температурах ([8], стр. 202).

Так, например, объемноцентрированная кубическая структура натрия, область существования которой простирается от 30 К до температуры плавления, по Григоровичу, может быть объяснена с помощью следующих соображений. Из экспериментальных данных (об оптических свойствах, эффекте Холла и т. д.) известно, что натрий в твердом и жидком состоянии имеет один электрон проводимости на атом.

Это означает, что его валентный электрон с Зз уровня переходит в электронный газ. Атомы натрия в конденсированном состоянии имеют внешнюю 25 2р оболочку. Взаимодействие ионов с электронным газом приводит к сближению и перекрыванию р-орбиталей внешних р оболочек ионов, в результате чего возникают обменные / вухэлектронные о-связи, направленные по трем осям прямоугольных координат.

Образование шести связей каждым атомом со своими соседями приводит к простой кубической ячейке со свободным объемом в центре, который может быть заполнен таким же ионом. Так, из двух простых кубических под-решеток, энергетически невыгодных, а потому редко реализующихся в металлах, образуется ОЦК структура, одна из трех типичных металлических структур.

Гипотеза Григоровича иллюстрируется рис. 43. Точно так же обосновывается возникновение ОЦК структур и у других щелочных металлов. Для лития, ионы которого имеют 15 оболочку, возникновение ОЦК структуры связывается с предположением о переходе 8 электронов на р уровни. [c.175]

Читайте также:  Темы дипломных работ по экономике

    Лит. Григорович В. К. Периодический закон Менделеева и электронное строение металлов. М., 1966 Корнилов И. И. [и др.]. Метаплохимические свойства элементов периодической системы. М., 1966 О р м о н т Б. Ф. Современное содержание стехиометрических законов. Фазы и соединения переменного состава. Нестехиометрические соединения. В кн. Соединения переменного состава. Л., 1969 Сивертсен Д.

М., Николь-с о н М. Е. Структура и свойства твердых растворов. Пер. с англ. М., 1964 Шуберт К. Объяснение химической связи пространственной корреляцией электронов. В кн. Интерметаллические соединения. Пер. с англ. М., 1970 Гольдшмидт X. Дж, Сплавы внедрения, в, 1. Пер. с англ. М., 1971 Тейлор К., Дарби М. Физика редкоземельных соединений. Пер. с англ. М., 1974. [c.

487]

    Из этой таблицы можно, в частности, видеть, что при одинаковом электронном строении анионы обладают большими размерами, чем катионы.

Если взять ряд солей типа АБ, в которых анион Б остается неизменным, а размер катиона А последовательно увеличивается, то в таком ряду при достижении определенной величины отношения радиуса А к радиусу Б может произойти изменение структуры кристаллической решетки.

Так, например, случае хлоридов щелочных металлов при достижении отношения радиуса катиона к радиусу аниона, равного 0,91, кристаллическая решетка типа Na l (в которой кристаллизуются хлориды лития, натрия и калия) ме1няется на тип s l (в которой кристаллизуется хлорид цезия). [c.14]

Источник: https://www.chem21.info/info/622241/

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 3

РЈ атома лития РІ отличие РѕС‚ остальных элементов преднаружный энергетический уровень состоит всего РёР· РґРІСѓС… электронов. Такая особенность РІ строении электронной оболочки его сказывается РЅР° некоторых отличительных свойствах лития.  [31]

РЈ атома лития магнитный момент должен определяться третьим электроном, поскольку первые РґРІР°, находящиеся РІ состоянии Is.  [32]

Р�онизация атома лития требует удаления электрона СЃ 25-орбитали, которая сильно экранирована РѕС‚ заряда СЏРґСЂР° внутренними электронами, находящимися РЅР° ls — орбитали. Электроны РІ атоме гелия СЃ конфигурацией Is2 экранированы слабо, поэтому для удаления РѕРґРЅРѕРіРѕ РёР· РЅРёС… тр.  [34]

РЈ атома лития три электрона, следовательно, РґРІР° электрона заполнят самую РЅРёР·РєСѓСЋ ls — орбиталь, Р° третий — 25-орбиталь, самую РЅРёР·РєСѓСЋ РЅР° втором СѓСЂРѕРІРЅРµ.

Следующие электроны Сѓ углерода — Рё азота Р±СѓРґСѓС‚ продолжать заполнять пустые СЂ-орбитали.

Это соответствует одному из правил квантовой механики: при заполнении однотипных атомных орбиталей ( р, d или.

Электроны как носители одноименных зарядов отталкиваются, Рё электрону легче занять пустую орбиталь, чем войти вторым РІ уже занятую.  [35]

РЈ атома лития, РѕС‚ которого электроны оттягиваются РІ сторону фтора, возникает некоторый положительный нескомпенсированный заряд.  [36]

РЈ атома лития имеются РґРІР° электрона РІ первой электронной оболочке Рё РѕРґРёРЅ электрон РІРѕ второй оболочке.  [37]

РЈ атома лития ( заряд СЏРґСЂР° 3) РІ наружном слое РѕРґРёРЅ электрон. Р’ случае потери атомом лития РѕРґРЅРѕРіРѕ электрона РІРѕ всей оболочке атома лития остается РґРІР° электрона.  [38]

Для атома лития Р­Рћ принята равной 1 0; РІ СЂСЏРґСѓ Be, Р’, РЎ, N, Рћ, F РѕРЅР° постепенно возрастает Рё Сѓ фтора достигает 4 0 — это ее максимальная величина.

Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, что вполне соответствует свойствам фтора. Р­Рћ РІРѕРґРѕСЂРѕРґР° равна 2 1, Сѓ большинства металлов Р­Рћ 1 7 или меньше.

Разность Р­Рћ атомов Рђ Рё Р’ ( XB — РҐРђ) зависит РѕС‚ степени ионности СЃРІСЏР·Рё.  [39]

В атоме лития ( Z 3) третий электрон попадает в состояние 2s, поскольку в состояниях Is не может находиться одновременно более двух электронов.

При заданном Z уровень 2s расположен выше уровня Is; по мере увеличения заряда ядра тот и другой понижаются.

Однако РїСЂРё переходе РѕС‚ Z 2 Рє Z 3 первый эффект значительно преобладает над вторым, Рё потому энергия СЃРІСЏР·Рё третьего электрона РІ атоме Li значительно меньше энергии СЃРІСЏР·Рё электронов РІ атоме гелия. Далее, РІ атомах РѕС‚ Be ( Z 4) РґРѕ Ne ( Z 10) последовательно добавляются сначала еще РѕРґРёРЅ 25-электрон, Р° затем шесть 2СЂ — электронов.  [40]

В атоме лития ( Z 3) третий электрон попадает в состояние 2s, поскольку в состояниях Is не может находиться одновременно более двух электронов.

При заданном Z уровень 25 расположен выше уровня 15; по мере увеличения заряда ядра тот и другой понижаются.

Однако РїСЂРё переходе РѕС‚ Z 2 Рє Z 3 первый эффект значительно преобладает над вторым, Рё потому энергия СЃРІСЏР·Рё третьего электрона РІ атоме Li значительно меньше энергии СЃРІСЏР·Рё электронов РІ атоме гелия. Далее, РІ атомах РѕС‚ Be ( Z 4) РґРѕ Ne ( Z 10) последовательно добавляются сначала еще РѕРґРёРЅ 25-электрон, Р° затем шесть 2СЂ — электронов.  [41]

Р’ атоме лития ( Z 3) третий электрон РЅРµ может занять ls — орбиталь атома, так как иначе РѕРЅ будет иметь волновую функцию, идентичную волновой функции РѕРґРЅРѕРіРѕ РёР· уже присутствую-тих электронов.  [42]

В атоме лития начинается построение второго слоя L.

У следующих за ним элементов число электронов, последовательно увеличиваясь на единицу, достигает восьми у неона.

Восьмиэлектронная ( октетная) конфигурация тоже очень устойчива Рё обусловливает химическую инертность неона.  [43]

Р’ атоме лития валентному электрону предшествует весьма устойчивая двухэлектронная оболочка типа гелия, обладающая большой способностью Рє поляризации РґСЂСѓРіРёС… РёРѕРЅРѕРІ Рё молекул Рё весьма малой поляризуемостью РїРѕРґ действием РґСЂСѓРіРёС… РёРѕРЅРѕРІ.  [44]

Страницы:      1    2    3    4    5

Источник: https://www.ngpedia.ru/id116622p3.html

Строение атома

1)Строение
атома
: атом
– электронейтральная частица, главным
составными частями которой являются
положительно заряженное ядро и
отрицательно заряженные электроны. В
1911 году английский физик Э.Резерфорд
предложил планетарную мадель атома : в
центре атома расположено заряженное
ядро, вокруг которого вращаются электроны,
подобно планетам вокруг Солнца.

Квантовые числа
как характеристики состояния электронов
в атоме :

Главное
квантовое число n служит для отнесения
состояния электрона к тому или иному
энергетическому уровню, под которым
понимается набор орбиталей с близкими
значениями энер-гии. Главное квантовое
число может принимать любое значение
из области натуральных чисел, т.е.n=1, 2….
При переходе электрона с одного
энергетического уровня на другой главное
квантовое число изменяется.

Энергетический
уровень включает в себя несколько
орбиталей. Орбитали с одинаковой
энергией, принадлежащие одному
энергетическому уровню, образуют
энергетический подуровень.

Отнесение
орбитали к какому-либо подуровню
производится при помощи побочного
(орбитального) квантового числа l. Оно
может принимать целочисленные значения
от 0 до n-1. Т.е.

для электрона с главным
квантовым числом n орбитальное квантовое
число l может принимать n значений от
l=0 до l=n-1. Так, при n=1, l=0; при n=2, l=0 и l=1, при
n=3, l=0, 1, 2.

Орбитальное
квантовое число показывает, какому
подуровню данного энергетического
уровня соответствует характер движения
рассматриваемого электрона. Орбитальное
квантовое число характеризует форму
атомной орбитали.

Очень часто состояния
электрона обозначают латинскими буквами,
при этом состояние с l=0 называют
s-орбиталью, l=1 — р-орбиталью, l=2 —
d-орбиталью l=3 — f-орбиталью, l=4 —
g-орбиталью и т.д.
Электронные
облака орбиталей с разными значениями
l имеют разную конфигурацию, а с одинаковыми
l похожую.

jpg» width=»185″>
Так, при l=0 (s-орбиталь) для электрона с
любым значением главного квантового
числа n электронное облако ограничено
сферой (рис. 2), и чем больше n, тем больше
ее радиус. Электронные облака p-орбиталей
(l=1) имеют форму «вращающейся восьмерки»
(рис. 3). При увеличении значения числа
l формы электронных облаков усложняются.

Соответственно увеличивается энергия
электрона, который занимает данную
орбиталь.
Как
видно из рисунка 3, орбитальному квантовому
числу l=1 соответствуют три различным
образом ориентированных в пространстве,
но одинаковых по форме электронных
облака (они называются рx, рy, рz-орбитали
в соответствии с их расположением в
пространстве).

Вообще, на подуровне с
орбитальным числом l находится 2l+1
орбиталь с одинаковой энергией.
Для
того, чтобы различать электроны,
занимающие одинаковые по энергии
орбитали, введено магнитное квантовое
число ml. Его квантово-механический смысл
в том, что ml выражает проекцию орбитального
момента импульса на направление
магнитного поля.

Именно магнитное
квантовое число отражает пространственную
ориентацию орбиталей с одинаковым
числом l. Соответственно, для электрона
с орбитальным квантовым числом l возможны
2l+1 различных значений магнитного
квантового числа ml, от -l до +l, включая
0.

Это значит, что, например, на третьем
энергетическом уровне (n=3, l=0,1,2), при l=2
(d-подуровень) электрон может находиться
на 2 • 2 + 1 = 5 различных орбиталях с
одинаковой энергией.

jpg» width=»304″>
Четвертое
квантовое число называется магнитным
спиновым числом ms (или просто спином s)
и характеризует чисто квантовое свойство
электрона — спин. Спин электрона есть
собственный момент количества движения.
Хотя интерпретация этого свойства
сложна, его можно уподобить вращению
электрона вокруг своей воображаемой
оси.

Магнитное спиновое число ms может
быть равно либо (-1/2), либо (+1/2)1.
Электрон
располагается так, чтобы его энергия
была минимальной.
Состояние
атома, в котором все электроны имеют
минимальную энергию, называются основным,
или невозбужденным, состоянием.

Согласно
принципу наименьшей энергии, сначала
заполняется энергетический уровень с
n=1, затем, после заполнения первого
уровня, с n=2 и т.д. Всего на первом уровне
(n=1) может находиться только два электрона,
на втором (n=2) восемь, на третьем (га = 3)
восемнадцать, т.е. на уровне с номером
n может находиться не более 2n2 электронов.

Это следует из другого правила, которое
выполняется при построении электронной
оболочки атома и называется принципом
Паули.
В
атоме не может быть электронов, у которых
бы совпадал весь набор из четырех
квантовых чисел.
Поэтому
на первом уровне (n=1,l=n-1=0, орбиталь s-типа)
электроны могут различаться только
значением спинового числа ns, а поскольку
для него возможны только два значения
(-1/2 и +1/2), то первый энергетический
уровень может быть занят не более чем
двумя электронами. Заполнение этого
уровня происходит в невозбужденных
атомах водорода и гелия. Схематично это
можно представить следующим образом:

Клеточка
обозначает орбиталь, а стрелки —
электроны, при этом направление стрелки
указывает спин. Если две стрелки имеют
одинаковое направление, то это значит,
что эти два электрона имеют одинаковые
спины (магнитное спиновое число ms для
обоих электронов имеет значение либо
-1/2, либо +1/2).

Разнонаправленными стрелками
обозначают электроны, у одного из которых
ms=-1/2, а у другого ms = +1/2. Символами 1s1 и
1s2 обозначена электронная конфигурация
атомов, которая показывает, что в атоме
водорода единственный электрон занимает
1s-орбиталь, а в атоме гелия на 1s-орбитали
располагаются два электрона.

Когда
мы переходим на второй электронный
уровень (главное квантовое число 2), или,
что то же самое, к элементам второго
периода, появляется возможность
размещения электронов не
только
на s , но и на р -орбиталях (квантовое
число 1 может принимать значение 0 и 1).

Электронные оболочки лития и бериллия
заполняются так же, как для водорода и
гелия

Следующий
электрон (в атоме углерода) можно
разместить на той же px-орбитали (его
спин будет противоположным, и принцип
Паули не будет нарушен), но можно и на
другой (py-орбиталь), поскольку их энергия
одинакова. Реально в атоме углерода
электрон размещается именно на
py-орбитали.

Размещение электронов на орбиталях с
одинаковой энергией определяется
правилом Гунда:

В
пределах одного подуровня электроны
размещаются так, чтобы их суммарный
спин был максимальным.
Это
правило по другому — на орбиталях с
одинаковой энергией электроны размещаются
так, чтобы имелось максимальное число
неспаренных электронов.

В соответствии
с этим правилом в атоме углерода и в
атомах следующих элементов второго
периода:

При
переходе к третьему уровню (к элементам
третьего периода) появляются три типа
орбиталей s, p, и d-орбитали. Заполнение
орбиталей первых восьми элементов
происходит так же, как в случае второго
периода. Далее можно было бы ожидать
заполнения d-орбиталей, однако после
аргона появляется калий — элемент
четвертого периода.

Энергия электрона
на орбитали определяется как главным
квантовым числом n, так и побочным l.
Соответственно работает следствие из
принципа наименьшей энергии, называемое
правилом Клечковского:
В
основном состоянии атома электрон
занимает положение с минимальным
значением (n+l).

Если
бы в атоме калия последний электрон
занял 3d-орбиталь, то значение указанной
суммы было бы 3(n=3)+2(l=2)=5, но он занимает
4s-орбиталь, и сумма составляет 4(n=4)+0(l=0)
= 4. То же происходит со следующим
электроном в атоме кальция.

Однако далее
более выгодным становится заполнение
3d-орбиталей, и атом скандия открывает
ряд переходных элементов 4-го периода,
в которых заполняются 10 вакансий
Sd-орбиталей. Схема заполнения орбиталей
отражена на рис. 4.

Правило
Клечковского не абсолютно, так как не
учитывает, что спаренные электроны
имеют большую энергию, чем неспаренные
(что составляет основу правила Гунда).
Так, в атоме хрома, кроме появления
очередного электрона на 3d-орбитали, на
ту же орбиталь переходит один из
4s-электронов (так называемый «проскок
электрона»).

В следующем атоме марганца
этот электрон возвращается
обратно.
Напоминаем,
что все сказанное относится к основному
состоянию атома. В возбужденном состоянии
(когда атому придана дополнительная
энергия) работает только принцип
Паули.

Используя
изложенные выше правила, вы всегда
сможете составить электронную
формулу

любого элемента в его основном
состоянии.
Электронные
формулы

Рис.4.
Схема заполнения электронами энергетических
уровней и подуровней.
элементов
периодической системы. Этот ряд, в
котором вертикальными линейками отделены
периоды, обозначенные сверху цифрами,
имеет вид (см. рис, 4).

Энергия
ионизации
 —
количество энергии, необходимое для
отрыва электрона от
невозбужденного атома.

Энергия
ионизации атома выражается в килоджоулях
на моль (кДж/моль); допускается внесистемная
единица электрон-вольт на моль (эВ/моль).

Для
многоэлектронных атомов рассматриваются
разные энергии ионизации, которые
соответствуют отрыву первого, второго
и так далее электронов.

Чем больше число
оторванных электронов, тем выше
положительный заряд иона, и тем труднее
их отрывать, поэтому энергия ионизации
для каждого последующего электрона в
этом случае возрастает.Энергия ионизации
атома зависит от его электронной
конфигурации.

В частности, завершенные
электронные слои обнаруживают повышенную
устойчивость. Поскольку электронная
конфигурация изменяется периодически,
энергия ионизации также изменяется
периодически

Чем
ниже энергия ионизации тем выше
восстановительная способность атома.

 Энергия
ионизации возрастает в периодах от
щелочных металлов к благородным газам
и уменьшается в группах сверху вниз.

Наименьшие энергии ионизации имеют
щелочные металлы, начинающие периоды,
а наибольшие – благородные газы,
заканчивающие периоды.

Энергии ионизации
элементов, находящихся в главной
подгруппе одной и той же группы уменьшаются
с увеличением порядкового номера
элемента. Для d- и f-элементов закономерности
более сложные.

Сродство
к электрону :
атомы
могут не только отдавать, но и присоединять
электроны. Например, Cl
+ e
= Cl-
,при
этом образуется отрицательно заряженный
ион . Энергия выделяющаяся или поглощающаяся
при присоединении электрона к нейтральному
атому называется сродством к электрону.
Чем больше эта величина, тем выше
окислительные свойства атома.

Источник: https://studfile.net/preview/1925719/

Ссылка на основную публикацию