Как найти число электронных оболочек

1. 1

   Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева. Атомный номер — это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер — это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.

2. 2

   Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов — в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.

   • Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электрон в добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
   • Если речь идет об атоме натрия с зарядом +1, от базового атомного числа 11 нужно отнять один электрон. Таким образом, у атома будет 10 электронов.

3. 3

   Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:

   • s-подуровень (любое число в электронной конфигурации, которое стоит перед буквой «s») содержит единственную орбиталь, и, согласно Принципу Паули, одна орбиталь может содержать максимум 2 электрона, следовательно, на каждом s-подуровне электронной оболочки может находиться 2 электрона.
   • p-подуровень содержит 3 орбитали, и поэтому может содержать максимум 6 электронов.
   • d-подуровень содержит 5 орбиталей, поэтому в нем может быть до 10 электронов.
   • f-подуровень содержит 7 орбиталей, поэтому в нем может быть до 14 электронов.
   • g-, h-, i- и k-подуровни являются теоретическими. Атомы, содержащие электроны в этих орбиталях, неизвестны. g-подуровень содержит 9 орбиталей, поэтому теоретически в нем может быть 18 электронов. В h-подуровне может быть 11 орбиталей и максимум 22 электрона; в i-подуровне —13 орбиталей и максимум 26 электронов; в k-подуровне — 15 орбиталей и максимум 30 электронов.
   • Запомните порядок орбиталей с помощью мнемонического приема:^[1]
     
     Sober Physicists Don’t Find Giraffes Hiding In Kitchens (трезвые физики не находят жирафов, скрывающихся на кухнях).

4. 4

   Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.

   • Вот, например, простейшая электронная конфигурация: 1s² 2s² 2p⁶. Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона — на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона — 10).

5. 5

   Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s² имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d¹⁰, поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰7p⁶
   • Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.

6. 6

   Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер — 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.

   • Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали — также два, на 2p — шесть, на 3s — два, на 3p — 6, и на 4s — 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s².
   • Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, а затем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.

7. 7

   Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на «s²«, а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на «d¹⁰» и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций — как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:

   • В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
   • Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: «Этот атом расположен в третьем ряду (или «периоде») таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на …3p⁵
   • Обратите внимание: элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.

8. 8

   Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

   • Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰. Однако мы видим, что 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ — это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках ([Ar].)
   • Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид: [Ar]4s² 3d¹⁰.
   • Учтите, если вы пишете электронную конфигурацию благородного газа, скажем, аргона, писать [Ar] нельзя! Нужно использовать сокращение благородного газа, стоящего перед этим элементом; для аргона это будет неон ([Ne]).

   Реклама

1. 

   1

   Освойте периодическую таблицу ADOMAH. Данный метод записи электронной конфигурации не требует запоминания, однако требует наличия переделанной периодической таблицы, поскольку в традиционной таблице Менделеева, начиная с четвертого периода, номер периода не соответствует электронной оболочке. Найдите периодическую таблицу ADOMAH — особый тип периодической таблицы, разработанный ученым Валерием Циммерманом. Ее легко найти посредством короткого поиска в интернете.^[2]
   

   • В периодической таблице ADOMAH горизонтальные ряды представляют группы элементов, такие как галогены, инертные газы, щелочные металлы, щелочноземельные металлы и т.д. Вертикальные колонки соответствуют электронным уровням, а так называемые «каскады» (диагональные линии, соединяющие блоки s,p,d и f) соответствуют периодам.
   • Гелий перемещен к водороду, поскольку оба этих элемента характеризуются орбиталью 1s. Блоки периодов (s,p,d и f) показаны с правой стороны, а номера уровней приведены в основании. Элементы представлены в прямоугольниках, пронумерованных от 1 до 120. Эти номера являются обычными атомными номерами, которые представляют общее количество электронов в нейтральном атоме.

2. 2

   Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.

   • Обратите внимание на номера от 1 до 8 в основании таблицы. Это номера электронных уровней, или номера колонок. Игнорируйте колонки, которые содержат только вычеркнутые элементы. Для эрбия остаются колонки с номерами 1,2,3,4,5 и 6.

3. 3

   Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).

   • Обратите внимание: Приведенная выше электронная конфигурация Er записана в порядке возрастания номера электронного подуровня. Ее можно также записать в порядке заполнения орбиталей. Для этого следуйте по каскадам снизу вверх, а не по колонкам, когда вы записываете блоки-колонки: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹².

4. 4

   Посчитайте электроны для каждого электронного подуровня. Подсчитайте элементы, в каждом блоке-колонке которые не были вычеркнуты, прикрепляя по одному электрону от каждого элемента, и запишите их количество рядом с символом блока для каждого блока-колонки таким образом: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹² 5s² 5p⁶ 6s². В нашем примере это электронная конфигурация эрбия.

5. 5

   Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:

   • Cr (…, 3d5, 4s1); Cu (…, 3d10, 4s1); Nb (…, 4d4, 5s1); Mo (…, 4d5, 5s1); Ru (…, 4d7, 5s1); Rh (…, 4d8, 5s1); Pd (…, 4d10, 5s0); Ag (…, 4d10, 5s1); La (…, 5d1, 6s2); Ce (…, 4f1, 5d1, 6s2); Gd (…, 4f7, 5d1, 6s2); Au (…, 5d10, 6s1); Ac (…, 6d1, 7s2); Th (…, 6d2, 7s2); Pa (…, 5f2, 6d1, 7s2); U (…, 5f3, 6d1, 7s2); Np (…, 5f4, 6d1, 7s2) и Cm (…, 5f7, 6d1, 7s2).

   Реклама

Советы

• Чтобы найти атомный номер атома, когда он записан в форме электронной конфигурации, просто сложите все числа, которые идут за буквами (s, p, d, и f). Это работает только для нейтральных атомов, если вы имеете дело с ионом, то ничего не получится — вам придется добавить или вычесть количество дополнительных или потерянных электронов.
• Число, идущее за буквой — это верхний индекс, не сделайте ошибку в контрольной.
• «Стабильности полузаполненного» подуровня не существует. Это упрощение. Любая стабильность, которая относится к «наполовину заполненным» подуровням, имеет место из-за того, что каждая орбиталь занята одним электроном, поэтому минимизируется отталкивание между электронами.
• Каждый атом стремится к стабильному состоянию, а самые стабильные конфигурации имеют заполненные подуровни s и p (s2 и p6). Такая конфигурация есть у благородных газов, поэтому они редко вступают в реакции и в таблице Менделеева расположены справа. Поэтому, если конфигурация заканчивается на 3p⁴, то для достижения стабильного состояния ей необходимо два электрона (чтобы потерять шесть, включая электроны s-подуровня, потребуется больше энергии, поэтому потерять четыре легче). А если конфигурация оканчивается на 4d³, то для достижения стабильного состояния ей необходимо потерять три электрона. Кроме того, полузаполненные подуровни (s1, p3, d5..) являются более стабильными, чем, например, p4 или p2; однако s2 и p6 будут еще более устойчивыми.
• Когда вы имеете дело с ионом, это значит, что количество протонов не равно количеству электронов. Заряд атома в этом случае будет изображен сверху справа (как правило) от химического символа. Поэтому атом сурьмы с зарядом +2 имеет электронную конфигурацию 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p¹. Обратите внимание, что 5p³ изменилось на 5p¹. Будьте внимательны, когда конфигурация нейтрального атома заканчивается на подуровни, отличные от s и p. Когда вы забираете электроны, вы можете забрать их только с валентных орбиталей (s и p орбиталей). Поэтому, если конфигурация заканчивается на 4s² 3d⁷ и атом получает заряд +2, то конфигурация будет заканчиваться 4s⁰ 3d⁷. Обратите внимание, что 3d⁷ не меняется, вместо этого теряются электроны s-орбитали.
• Существуют условия, когда электрон вынужден «перейти на более высокий энергетический уровень». Когда подуровню не хватает одного электрона до половинной или полной заполненности, заберите один электрон из ближайшего s или p- подуровня и переместите его на тот подуровень, которому необходим электрон.
• Имеется два варианта записи электронной конфигурации. Их можно записывать в порядке возрастания номеров энергетических уровней или в порядке заполнения электронных орбиталей, как было показано выше для эрбия.
• Также вы можете записывать электронную конфигурацию элемента, записав лишь валентную конфигурацию, которая представляет собой последний s и p подуровень. Таким образом, валентная конфигурация сурьмы будет иметь вид 5s² 5p³.
• Ионы не то же самое. С ними гораздо сложнее. Пропустите два уровня и действуйте по той же схеме в зависимости от того, где вы начали, и от того, насколько велико количество электронов.

Реклама

Установление электронной структуры

Вспомним некоторые моменты атомной физики и квантовой механики. Когда мы имеем дело с одноэлектронным атомом, (рисунок ядра атома с положительно заряженным ядром и вокруг него можно представить вращающиеся электроны). Энергетическое состояние электрона может быть описано четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n, орбитальным квантовым числом l, магнитным квантовым числом ml, (проекция орбитального момента на выделенное направление), спиновым квантовым числом ms (проекция спина на выделенное направление). Электроны – это частицы, подчиняющиеся статистике Ферми-Дирака (фермионы) [правилу запрета Паули]. В ансамбле одинаковых фермионов не может быть двух , обладающих одинаковыми квантовыми числами. Главное квантовое число n может принимать положительные целые значения, l может принимать значения от 0 до (n-1), ml принимает значения от -l до l через единицу (всего 2l+1 значений), ms принимает значения ± ½. Совокупность электронов атома с определенным значением главного квантового числа n образует электронный слой. Совокупность электронов с заданными n и l образует оболочку.

Заполнение электронных оболочек

Если вокруг ядра «вращается» только один электрон (атом водорода), то возможным его состояниям отвечают энергетические уровни, определяемые набором четырех квантовых чисел (n=1, l=0, ml=0, ms=± ½). В простейшей модели многоэлектронного атома – без учета взаимодействий между электронами – заполнение электронных оболочек происходит так, что электроны последовательно заполняют состояния с минимальным значением энергии. Сначала заполняется оболочка с n=1, на которой могут разместиться 2 электрона. Эта оболочка обозначается как 1s2. Здесь первый индекс соответствует главному квантовому числу, буква s показывает, что l=0, а верхний индекс 2 показывает, что в этой оболочке находятся 2 электрона. Следующей заполняется оболочка с n=2 и l=0. Эту оболочку можно записать как 2s2. Далее заполняется следующая оболочка 2p с n=2 и l=1. В ней может находиться 6 электронов, так как ml может принимать значения -1, 0, 1 и каждому значению соответствуют два значения проекции спина. Дальнейшая схема заполнения электронных оболочек по этой модели представлена в таблице 1.

Таблица 1:

Полностью заполненные оболочки называются замкнутыми.

Модель, на основе которой рассмотрено заполнение, соответствует действительности лишь до атома аргона Ar с порядковым номером 18 и электронной структурой 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. У следующего элемента периодической системы химических элементов K заполняется не 3d

оболочка, как следовало ожидать, а 4s. Это связано с так называемой «центробежной» энергией, зависящей от оболочки, в которой находится электрон. Это приводит к тому, что начинают заполняться состояния с большими n, но меньшими l, поскольку большему значению l соответствуют большие значения момента импульса электрона и его «центробежной» энергии.

Химические элементы с не полностью заполненной 3d оболочкой называются 3dпереходными металлами, или металлами группы железа. Элементы с частично заполненной 4f оболочкой называются редкоземельными металлами, или лантаноидами, или лантанидами.

Для нас интересны электроны 4f, это та самая оболочка в редкоземельных элементах, которая несет магнетизм, поскольку у 13 элементов эта оболочка не является заполненной. У лантана 4f электронов нет, а у лютеция эта оболочка полностью заполнена. В промежутке между этими элементами оболочка заполнена частично, что приводит возникновению специфических магнитных свойств у этих металлов в конденсированной фазе. Выше была рассмотрена модель с одним электроном, однако мы имеем дело с многоэлектронными атомами, для описания заполнения оболочек которых необходимо применять векторную модель атома.

Векторная модель атома

В предыдущем параграфе состояние электронов в атоме характеризовалось электронной конфигурацией. Если электроны заполняют целиком несколько электронных оболочек, то орбитальные и спиновые моменты электронов компенсируют друг друга и суммарный орбитальный и суммарный спиновый магнитные моменты всех электронов равны нулю. У всех инертных газов полные моменты равны нулю. У атомов щелочных металлов с одним электроном в s-состоянии сверх замкнутых оболочек суммарный спиновый момент равен ±½, орбитальный момент равен нулю, таким образом полный момент электронов атома равен спиновому.

Электронная конфигурация не полностью описывает состояние атома, поскольку не учитывает «направления» спинового и орбитального моментов. Поясним на примере. В атоме углерода в 2p оболочке находятся 2 электрона. Их орбитальные моменты могут быть параллельны, тогда у атома будет результирующий орбитальный момент, а могут быть антипараллельны и тогда у атома результирующего орбитального момента не будет. Ситуация со спиновыми моментами аналогична. Таким образом каждой электронной конфигурации соответствует несколько состояний, различающихся значениями полного момента электронов. Это объясняется тем, что в модели самосогласованного поля (самосогласованным называется результирующее поле, создаваемое ядром атома и электронной оболочкой) не учитываются два типа взаимодействия: остаточное взаимодействие (часть кулоновского взаимодействия не сводящаяся к центральносимметричному согласованному полю) и спин-орбитальное взаимодействие.

Обычно в атомах спин-орбитальное взаимодействие меньше остаточного и последним можно пренебречь. Такое приближение называется случаем Расселя-Саундерса, или РассельСаундерской связью, или LS-связью, или нормальной связью. Полный момент атома с Рассель-Саундерской связью определяется по формуле (1):

Такая связь реализуется в переходных атомах группы железа.

В тяжелых атомах реализуется jj-связь, поскольку спин-орбитальное взаимодействие превосходит электростатическое. Полный момент атома с jj-связью определяется по формуле (2):

i=1

где ji=si li .

В чистом виде в атомах jj-связь не реализуется, а реализуется промежуточная связь, поскольку спин-орбитальное и электростатическое взаимодействия сравнимы по порядку величины.

Переход от LS-связи к jj-связи с ростом заряда ядра объясняется разной зависимостью взаимодействия от Z: электростатическое ~Z, а спин-орбитальное ~Z4.

Магнитный момент свободного атома

Поскольку при заполнении оболочки складываются орбитальные и спиновые моменты электронов, то складываются и соответствующие им магнитные моменты. Из квантовой механики известно, что электрон обладает собственным моментом количества движения, или спином ps :

ps = s s 1 (3)

Спину соответствует спиновый магнитный момент электрона μs:

В атоме электрон занимает определенную оболочку и обладает определенным моментом количества движения, связанным с оболочкой и определяемым орбитальным квантовым

числом l, pl :

pl = l l 1 (5)

Магнитный момент, связанный с орбитальным движением электрона, l записывается в виде:

l= B l l 1 (6)

Полный магнитный магнитный момент атома складывается из орбитального и спинового моментов каждого электрона аналогично полному механическому моменту. Поскольку правила сложения механических моментов определены выше, то магнитный момент можно записать через механический:

Из формулы 8 можно видеть справедливость коэффициентов в формулах (4) и (6).

Правила Хунда

Правила Хунда — правила для нахождения самых глубоких уровней энергии, соответствующих определенной электронной конфигурации атома при нормальной связи спиновых и орбитальных моментов образующих эти конфигурации электронов. Правила Хунда были установлены эмпирически в 1925 году.

1.Основным является уровень с максимальным полным спином S при определенной электронной конфигурации.

2.Основному состоянию атома при наибольшем значении S соответствует состояние с максимальным полным орбитальным моментом L.

3.При заполнении первой половины оболочки полный механический момент атома J

Электронная конфигурация редкоземельных металлов

Если бы электронные конфигурации РЗМ определялись нормальной связью, то выглядели бы следующим образом: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4fn 5s2 5p6 5d1 6s2. Общее число электронов составляет 57+n. Фактор переходности этих элементов проявляется в том, что при переходе от элемента к элементу в ряду лантана, внешняя электронная оболочка 5d1 и 6s2 остается, а заполняется состояние внутри 4f от 1 до 14.

Реальная электронная конфигурация атомов РЗМ представлена в таблицах 2 и 3.

Таблица 2: белов, белянчикова и др, боровик и др

Таблица 3:

Проследим теперь за изменением квантовых числе S, L и J. Не совпадет что-то из рассказа и двух таблиц. + надо брать таблицы с величинами магнитных моментов

Величины L, S и J, полученные применением правила Хунда представлены на рисунке 1.

Рисунок 1:

Из рисунка видно, что орбитальный момент Gd равен нулю. Это состояние интересно тем, что электронная оболочка пространственно симметрична, поэтому такая конфигурация электронов слабо взаимодействует с электрическими полями, особенно с их градиентами кристаллической решетке. Таким образом чистый Gd и его сплавы и соединения как правило имеют значительно меньшую по величине магнитокристаллическую анизотропию.

В таблице 4 приведены значения количества 4f электронов в ионах РЗМ, полного спина, полного орбитального момента, полного механического момента, g-фактора и магнитного момента электронной оболочки. Магнитный момент электронной оболочки атома был рассчитан по формулам (7) и (8) в приближении LS-связи. В таблице значения приведены в магнетонах Бора. Такие цифры получаются для величины магнитного момента 4f оболочки свободного редкоземельного атома. Как видно из таблицы, у тяжелых элементов величины магнитных моментов существенно выше, чем у легких. В таблице приведены некоторые данные для металлических состояний элементов, то есть чистых металлов в конденсированном состоянии.

Таблица 4 — Некоторые параметры R ионов в свободном состоянии (теоретические) и в металлах (экспериментальные) при 4,2 K.