國立員林崇實高工 科目:普通化學 第9章 原子構造與週期表 化工科 張愉敏

9-1 原子學說與原子構造 9-1-1 原子學說的演進：道耳頓提出了原子說與修正 1. 物質均由極小的微粒子所組成，稱之為原子。 9-1　原子學說與原子構造 9-1-1 　原子學說的演進：道耳頓提出了原子說與修正 1. 物質均由極小的微粒子所組成，稱之為原子。 2. 原子無法再分割成更小的粒子。 3. 同種元素的組成原子，其性質與質量均相同。 修正：原子中還有電子、質子、中子。 修正：同位素的發現証明同一元素所含的原子質量不一 定相同。

9-1 原子學說與原子構造 不同種類的原子形成化合物時，原子之間的比例為一固定的簡單整數比。 9-1　原子學說與原子構造 不同種類的原子形成化合物時，原子之間的比例為一固定的簡單整數比。 5. 化學反應是原子之間重新排列組合，原子並未被破壞。 證明：由定比定律及倍比定律可證明。 證明：由質量守恆定律可證明。 修正：核變化反應中原子的結構及種類會改變。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-2 原子中的基本粒子：電子、質子及中子 9-1　原子學說與原子構造 9-1-2　原子中的基本粒子：電子、質子及中子 陰極射線實驗 1.電子的發現：英國科學家湯姆森從陰極射線在磁場中發生的 偏轉現象，證實了電子的存在。 結論：1.陰極射線為帶負電之粒子，命名為電子。 2.陰極射線是具有質量的粒子：粒子性。 3.陰極射線是沿直線進行的：直線運動。 4.湯木生利用陰極射線的結果『不同的材質但均有 相同的荷質比』。

陰極射線實驗(1) 陰極射線為帶負電之粒子，命名為電子

陰極射線實驗(2) 陰極射線是具有質量的粒子：粒子性

陰極射線實驗(3) 陰極射線是沿直線進行的：直線運動

陰極射線實驗(4) 湯木生利用陰極射線的結果『不同的材質但均有相同的荷質比』

密立坎-油滴實驗 1.測出電子的電量為1.60×10 -19庫侖。 2.配合湯木生已測得的電子荷質比1.76×108庫侖／克， 算出電子的質量為9.11×10-28克。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-2 原子中的基本粒子：電子、質子及中子 2.質子的發現： 9-1　原子學說與原子構造 9-1-2　原子中的基本粒子：電子、質子及中子 2.質子的發現： 拉塞福以α粒子撞擊金箔，建立了原子核的存在；而後利用α粒子撞擊氮原子，發現了帶正電的質子。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-2 原子中的基本粒子：電子、質子及中子 3.中子的發現：查兌克從α粒子撞擊鈹原子的實驗中，發現了 9-1　原子學說與原子構造 9-1-2　原子中的基本粒子：電子、質子及中子 3.中子的發現：查兌克從α粒子撞擊鈹原子的實驗中，發現了 中子的存在。 中子不帶電，質量與質子差不多，可以將中子質量視為電子與質子質量之和。 中子因為不帶電，穿透力強，可以射入原子核，引起核分裂。

9-1 原子學說與原子構造 【電子、質子、中子的相關比較】 粒 子 質量 原子 單位 (amu) 電 荷 (e) 符號 發 現 次 序 電量 9-1　原子學說與原子構造 【電子、質子、中子的相關比較】 粒 子 質量 原子 單位 (amu) 電 荷 (e) 符號 發 現 次 序 電量 (庫侖) 位置 發現者 9.11 X 10-28 g 0.00055 -1 0-1e 1 -1.6×10 -19 核外 湯木生 質 1.67 X 10-24 g 1.0073 +1 11P 2 +1.6×10 -19 核內 拉塞福 中 1.68 X 10-24 g 1.0087 10n 3 不帶電 查兌克

9-1　原子學說與原子構造 1個12C質量的原子1/12 1840倍 假設氫原子的直徑如棒球場之直徑，則原子核的大小就如一隻螞蟻。

9-1　原子學說與原子構造 9-1-3　原子模型 (a)湯姆森的原子模型 (b)拉塞福的原子模型

9-1　原子學說與原子構造 (c)波耳的原子模型 (d)索末菲的原子模型

9-1　原子學說與原子構造 【結論】 1. 一個原子(直徑約10-10 m)的質量幾乎全部集中在原子 核。(原子核的直徑約10-15 ~ 10-14 m ) 2. 一個原子的質量約等於原子核內的質子與中子質量之 和，即質量數 = 質子數 + 中子數。 3. 原子大部分是空心，假如原子核如一個十元硬幣，電 子在原子核外的活動範圍大約是棒球場那麼大。 4. 核外帶負電的電子數等於核內帶正電的質子數，故原 子呈電中性。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-4 原子質量的測量 1.原子序：莫斯利測量各種元素的X射線光譜波長，建立了 原子序的概念。 9-1　原子學說與原子構造 9-1-4　原子質量的測量 1.原子序：莫斯利測量各種元素的X射線光譜波長，建立了 原子序的概念。 (1) 每一原子有一原子序(原子序即原子核內的質子數)。 (2) 中性的原子中電子數等於其原子序，即： 原子序 = 質子數 = 電子數 (3) 原子的化學性質取決於原子序，故原子序相同的元素， 化學性質相同。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-4 原子質量的測量 2.原子質量：湯姆森則利用質譜儀測量各種原子的質量。 9-1　原子學說與原子構造 9-1-4　原子質量的測量 2.原子質量：湯姆森則利用質譜儀測量各種原子的質量。 (1) 湯木生利用質譜儀測量各種原子的質量，發現同種元素 會出現質量不同的原子。。 (2) 質譜儀測量時是以12C的質量12.0000 amu為標準所測得 的相對值。 (3) 由質譜儀可測知每一元素所含同位素的種類及相對含 量，由測得數據可求出各元素的平均原子量。

9-1 原子學說與原子構造 9-1-4 原子質量的測量 鉀元素的三條質譜線的質量及含量百分率數據如下： 【例如】鉀的質譜圖： 9-1　原子學說與原子構造 9-1-4　原子質量的測量 鉀元素的三條質譜線的質量及含量百分率數據如下： 39K 38.9637 amu 93.2513 % 40K 39.9640 amu 0.0117 % 41K 40.8618 amu 6.7302 % 【例如】鉀的質譜圖： 因此鉀的平均原子量： (38.9637 X 0.932513 )+ (39.9640 X 0.000117) + (40.8618 X 0.067302)= 39.0983 amu

9-1 原子學說與原子構造 X A：質量數 ( = 質子數 + 中子數) c：電荷數 d：分子中原子數 9-1　原子學說與原子構造 9-1-5　元素的表示法與同位素 1.基本粒子標示法： A：質量數 ( = 質子數 + 中子數) (質量數與原子量很相近，但質量數為整數) A–Z=中子數 d：分子中原子數 c：電荷數 X A Z c d Z：原子序 ( = 質子數 = 中性原子之電子數 )

9-1 原子學說與原子構造 氫 氧 9-1-5 元素的表示法與同位素 2.同位素： 9-1　原子學說與原子構造 9-1-5　元素的表示法與同位素 2.同位素： 原子序相同而中子數不同或質子數相同而質量數不同的原子稱為同位素。同位素原子序相同，雖然質量不同，卻有相同的化學性質，而物理性質如沸點、熔點等則不同。 元素 同位素 存在比率(%) 質量數 質子數 中子數 氫 11 H 99.98 1 21 H 0.02 2 氧 168O 99.76 16 8 178O 0.04 17 9 188O 0.20 18 10

9-2　電子組態 9-2-1　氫原子光譜與波耳原子模型 【三稜鏡的分光現象與氫原子光譜】

9-2　電子組態 波耳氫原子光譜理論 氫原子的電子，只能在一定距離的軌道上做圓周運動，且運動時具有一定的能量，大小以能階 n 來表示，由原子核內外，n分別等於1，2，3，4，5……等正整數，叫做主量子數。 n值愈大，運動半徑愈大，電子所具有的能量愈大，能量的高低以能階來表示。

9-2 電子組態 ∆E＝E2–E1＝hν 波耳氫原子光譜理論 9-2　電子組態 波耳氫原子光譜理論 (3) 在正常狀態時，氫原子中的電子處於最低的能階(n=1)，稱為基態。當原子吸收外來能量，而躍遷至較高的能階時，使得原子處於激發態。 ∆E＝E2–E1＝hν

9-2 電子組態 波耳氫原子光譜理論 (4) 激發態的電子不穩定，從高能階回到其他較低能階時，會放出能量，以光的方式放出，而產生了光譜。 9-2　電子組態 波耳氫原子光譜理論 (4) 激發態的電子不穩定，從高能階回到其他較低能階時，會放出能量，以光的方式放出，而產生了光譜。 紫外光 可見光 紅外光 氫原子能階與電子躍遷的關係

9-2　電子組態 9-2-2　原子軌域 波耳理論能解釋氫原子(單電子原子)光譜，對其他原子(多電子原子)則無法解釋，根據量子理論，電子兼具粒子性與波動性，依不同能量而在不同的區域出現，以電子雲表示電子在空間出現機率的區域，稱為軌域。

9-2　電子組態 9-2-2　原子軌域 1.原子軌域的名稱：量子力學模型引用了四個參數來表示電 子的能量狀態，稱為量子數，分別為 n ，ℓ ，mℓ ，ms。 (1) 主量子數（n）：主層軌域，決定軌域的大小與能量 的 大小，當n值愈大，表示此電子離原 子核愈遠，軌域的範圍大，所含的軌 域種類與軌域數量也愈多，能量也愈 大。n = 1、2、3、4、…等正整數。

9-2　電子組態 (2) 角量子數（ℓ）：副層軌域，表示軌域的形狀，每一 個 n值可以有n個ℓ值，即ℓ = 0、1、2、 3…等（n-1）。電子出現空間之軌域 形狀有s、p、d、f，其中軌域個數分 別為s = 1、p = 3、d = 5、f = 7，並且 每一個軌域中又可填入 2 個電子。 註： s：表示電子出現的空間是球形 p：電子沿著x、y、z軸三個能量相同的空間出現為啞鈴形 d：電子沿著xy、yz、xz、x2-y2、z2五個能量相同的空間出現 f：有七個相同能量的軌域

9-2 電子組態 (2) 角量子數（ℓ） 電子在不同形狀的軌域中能量不同：s ＜ p ＜ d ＜ f 。 9-2　電子組態 (2) 角量子數（ℓ） 電子在不同形狀的軌域中能量不同：s ＜ p ＜ d ＜ f 。 n = 1，ℓ = 0 ；n = 2，ℓ = 0 ， 1 ；n = 3，ℓ = 0 ， 1 ， 2 。 角量子數（ℓ）與軌域形狀的關係為： 角量子數（ℓ） 1 2 3 軌域形狀 s p d f 軌域個數 5 7 【例如】當n = 3時，ι值有0、1、2個，其意義為第三主層中含有： ， ， 三種軌域，即 ， ， 軌域。 s p d 3s 3p 3d

9-2　電子組態 【量子數的總整理 】 主層（n） 1 2 3 4 副層（ℓ） 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 副層軌域個數 5 7 副層軌域可容納的 電子數 6 10 14 主層中軌域的總數（n2） 9 16 各主層中的電子總數（2n2） 8 18 32

9-2　電子組態 (3) 磁量子數(mℓ)： 磁量子數可決定軌域的空間方向，mℓ的值是 -ℓ 與 ℓ 之間的整數值，即mℓ = 2 ℓ + 1個。 例如：ℓ = 0 ， mℓ = 0；ℓ = 1 ，mℓ = -1，0，1；ℓ = 2 ，mℓ = -2，-1，0，1，2；…。 (4) 旋量子數 (ms)： 旋量子數可表示電子在同一軌域中旋轉方向，旋量子數只有+(1/2)及 –(1/2)兩種值，分別表示順時針旋轉及逆時針旋轉。

9-2　電子組態 3. 軌域的能量： (1) 能階由主量子數及角量子數之和來決定能階的大小，即『n +ℓ』值來決定。『n +ℓ』值愈大，軌域能階愈高。 『n +ℓ』值相同時，則由n值決定，n值愈大，能階愈大。 (2) 同一主量子數n中副層軌域的能量不盡相同。 【例如】 在n = 3的階層中，有1個3s軌域、3個能量相同的3p軌域，以及5個能量相同的3d軌域，但是3s、3p、3d之軌域的能量不相同，其能量為3s＜3p＜3d。

電子組態原則 多電子原子能階判斷法(1) 多電子原子能階判斷法(2) ＊求n +ℓ的值，其值越大，能階越高。 ＊當兩個能階的n +ℓ值相同時，再參考n值，n值越大，能階就越高。 ※多電子原子之能階高低為： 1s ＜ 2s ＜ 2p ＜ 3s ＜ 3p ＜ 4s ＜ 3d ＜ 4p ＜ 5s ＜ 4d ＜ 5p ＜ 6s ＜ 4f ＜ 5d ＜ 6p ＜ 7s ＜ 5f ＜ 6d ＜ 7p

電子組態原則 遵守三項原則： 構築原理：電子進入軌域時，先進入較低能階的軌域，再 進入較高能階的軌域。 構築原理：電子進入軌域時，先進入較低能階的軌域，再 進入較高能階的軌域。 庖利不相容原理：每個軌域至多可容納2個電子，且在同 一軌域中的2個電子自轉方向必相反。 洪德定則：數個電子要進入同能階的同型軌域，電子先以 相同的自轉方向分別進入不同方位的軌域而不 成對，等各軌域均有1個電子時(半滿)，才允許 自轉方向相反之電子進入而成對(全滿)。 【例如】2p2 → ○ ○ ○ 或 ○ ○ ○ 2p5 → ○ ○ ○ 或 ○ ○ ○ 2px 2py 2pz

四種量子數的總整理 主量子數 角量子數 副層軌域 名稱 軌域數 分別全部 電子數 磁量子數mℓ 旋量子數ms n=1 n = 2 n = 3 1 2 3 副層軌域 名稱 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 軌域數 分別全部 5 7 4 9 16 電子數 6 10 14 8 18 32 磁量子數mℓ -1,0,1 -1,0 ,1 -2-1 ,0,1,2 -2-1, 0,1,2 -3,-2, -1,0, 1,2,3 旋量子數ms ± 1/2

9-2 電子組態【練習】 1.請寫出下列元素的電子組態及電子填入軌域的方式： (a) Na (b) N (c) Si (d) Mn 9-2　電子組態【練習】 1.請寫出下列元素的電子組態及電子填入軌域的方式： (a) Na (b) N (c) Si (d) Mn (a) Na 1S2 2S2 2P6 3S1 或 [Ne] 3S1     (b) N 1S2 2S2 2P3    (c) Si 1S2 2S2 2P6 3S2 3P2      (d) Mn 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d5 4S2       

9-2 電子組態【練習】 2. 電子組態的特例：(a) Cr (b) Cu 半滿 9-2　電子組態【練習】 2. 電子組態的特例：(a) Cr (b) Cu 半滿 Cr ： 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d5 4S1 Cu ： 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4S1 全滿 ( ∵ 半滿及全滿軌域較安定，故易形成 )

9-2 電子組態【練習】 3. 離子的電子組態：陽離子所失去的電子由外層軌域失去： (a) Mg2+ (b) Ni2+ 9-2　電子組態【練習】 3. 離子的電子組態：陽離子所失去的電子由外層軌域失去： (a) Mg2+ (b) Ni2+ Mg2+ ： 1S2 2S2 2P6    (b) Ni2+ ： 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d8      

9-2 電子組態【練習】 4. 離子的電子組態：陰離子所獲得電子依軌域能階高低填入： (a) F- (b) S2- 9-2　電子組態【練習】 4. 離子的電子組態：陰離子所獲得電子依軌域能階高低填入： (a) F- (b) S2- (a) F- ： 1S2 2S2 2P6    (b) S2- ： 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6     

9-3 週期表 9-3-1 週期表的發展 1. 早期：由門得列夫提出。依照原子量大小順序排列，稱為「短 週期表」或「舊週期表」。 9-3 週期表 9-3-1　週期表的發展 1. 早期：由門得列夫提出。依照原子量大小順序排列，稱為「短 週期表」或「舊週期表」。 2. 現今：由莫世勒根據門得列夫的週期表修正而成。依照原子序大小順序排列，稱為「長週期表」或「新週期表」。 3. 週期表分為三大部分： (1) 左邊兩行及右邊六行是性質較規則的A族元素或主族元素。 (2) 中間十行是過渡元素或B族元素。 (3) 底下的兩列為內過渡元素。

9-3 週期表

9-3 週期表 9-3-2 週期表 1. 週期：週期表中的橫排，稱為「列」或「週期」。 【例如】某一元素的原子序為50，則此元素在第幾週期？ 9-3 週期表 9-3-2　週期表 1. 週期：週期表中的橫排，稱為「列」或「週期」。 週期數（列） 元素個數 元素原子序 第一週期（最短週期） 2（2 × 12） 1H 與 2He 第二週期（短週期） 8（2 × 22） 3Li ~ 10Ne 第三週期（短週期） 11Na ~ 18Ar 第四週期（長週期） 18（2 × 32） 19K ~ 36Kr 第五週期（長週期） 37Rb ~ 54Xe 第六週期（最長週期） 32（2 × 42） 55Cs ~ 86Rn 第七週期（不完全週期） --- 87Fr ~ 【例如】某一元素的原子序為50，則此元素在第幾週期？ 50 = 2（一） + 8 （二）+ 8（三） + 18（四） + 14 （五）

9-3 週期表 2. 族 ：週期表中的直行，稱為「屬」或「族」。 9-3 週期表 2. 族 ：週期表中的直行，稱為「屬」或「族」。 a. A族元素：又稱為「典型元素」，為IA~VIIIA族，包括金屬、非金屬和類金屬元素；電子填入s及p軌域的元素。 族數 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 名稱 鹼金族 鹼土族 鋁族 碳族 氮族 氧族 鹵素 鈍氣 b. B族元素：又稱為「過渡元素」，從第四週期開始，為週期表中間夾在IIA族與IIIA族中間的元素，皆為金屬。 ＊d-過渡元素：電子填入d軌域的元素。 ＊內過渡元素：電子填入f軌域的元素

9-3 週期表

9-3 週期表 9-3-3 電子組態與週期表 價電子：原子最外層軌域的電子。 價電子與週期表的關係： 9-3 週期表 9-3-3　電子組態與週期表 價電子：原子最外層軌域的電子。 價電子與週期表的關係： (1) 典型元素（A族）：價電子數等於族數，即同一族元素的價電子數相同，並且價電子的主量子數（n）與週期數同，其最外層電子填入ns或np軌域。 族數 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 電子組態 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 價電子數 1 2 3 4 5 6 7 8 【例如】S的原子序為16，為VIA族，在第三週期，最外層電子 填入 。 3s23p4

9-3 週期表 價電子組態與週期表的關係（A族元素）

9-3 週期表 (2) 惰性元素（VIIIA族）：除He的電子組態為1s2外（價電子數 = 2），其他惰性元素之最外層電子組態皆為ns2np6（價電子數 = 8），其中最後一個電子填入np6。 (3) 過渡元素（B族）： a. d-過渡元素：最外層電子填入（n-1）d軌域。 【例如】第四週期的過渡元素最外層電子填入3d軌域。 第五週期的過渡元素最外層電子填入4d軌域。 b. 內過渡元素：最外層電子填入（n-2）f軌域。 【例如】第六週期的鑭系元素最外層電子填入4f軌域。 第七週期的錒系元素最外層電子填入5f軌域。

9-3 週期表 【最後一電子填入之軌域】 B族元素（內過渡元素） 1A 8A 一 1s1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 1s2 二 9-3 週期表 【最後一電子填入之軌域】 （週期） 1A 8A 一 1s1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 1s2 二 2s1 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6 三 3s1 3s2 B族元素（過渡元素） 3p1 3p2 3p3 3p4 3p5 3p6 四 4s1 4s2 3d（計有10個） 4p1 4p2 4p3 4p4 4p5 4p6 五 5s1 5s2 4d（計有10個） 5p1 5p2 5p3 5p4 5p5 5p+6 六 6s1 6s2 5d（計有10個） 6p1 6p2 6p3 6p4 6p5 6p6 七 7s1 7s2 6d（已知6個） B族元素（內過渡元素）

9-4 元素的分類與週期表 9-4-1 同族元素： 1. 物理性質： 9-4　元素的分類與週期表 9-4-1　同族元素： 1. 物理性質： (1) 比重、原子半徑、原子體積（原子容）與原子量隨原子序的增大而遞增。 (2) 熔點及沸點的改變： a. 金屬元素(例如IA及IIA族)隨原子序的增大而降低。 b. 非金屬元素(例如VIIA族)隨原子序的增大而升高。 (3) 顏色：鹵素(VIIA族)的顏色隨原子序增加而漸深。 元素 氟（F2） 氯（Cl2） 溴（Br2） 碘（I2） 顏色 淡黃 黃綠 暗紅 紫黑

9-4 元素的分類與週期表 2. 化學性質： (1) 同族元素化學性質相似，反應現象類似。 9-4　元素的分類與週期表 2. 化學性質： (1) 同族元素化學性質相似，反應現象類似。 【例如】IIA族的鹼土金屬元素（M）與VIIA族鹵素（X）反應均生成MX2（MgCl2、CaCl2、…） (2) 金屬元素的金屬性及氧化物鹼性，隨原子序增大而增加。 【例如】金屬以鹼金族為例 鹼金族元素之金屬性大小排列：（ Li＜Na＜K＜Rb＜Cs ） 鹼金族元素之氧化物鹼性強弱排列：（ Na2O＜K2O ）

9-4 元素的分類與週期表 (3) 非金屬元素的非金屬性及氧化物酸性，隨原子序增大而減少。 9-4　元素的分類與週期表 (3) 非金屬元素的非金屬性及氧化物酸性，隨原子序增大而減少。 a. 鹵素元素的非金屬性大小排列：（ F2＞Cl2＞Br2＞I2 ） b. 鹵素元素的氧化物酸性強弱排列：（ HClO＞HBrO＞HIO ）

9-4 元素的分類與週期表 3. 價電子數（最外層電子數）與氧化數： (1) 氧化數：原子得失電子數的傾向（由原子的電負度決定）。 9-4　元素的分類與週期表 3. 價電子數（最外層電子數）與氧化數： (1) 氧化數：原子得失電子數的傾向（由原子的電負度決定）。 (2) A族元素之氧化數規則：同族元素之價電子數相同。 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 價電子數 1 2 3 4 5 6 7 8 得失電子 失1 失2 失3 不一定 得2 得1 無 氧化數 +1 +2 +3 +4~-4 +5~-3 -2 -1

9-4 元素的分類與週期表 4. 同族元素的游離能、電負度與電子親和力的關係： 9-4　元素的分類與週期表 4. 同族元素的游離能、電負度與電子親和力的關係： (1) 游離能：從氣態原子中將一個電子移到無窮遠所需的能量。愈容易放電子的元素，游離能愈小（IA族及IIA族），而鈍氣（VIIIA族）的游離能較大。 (2) 電負度：分子之組成原子對共用電子對的吸引力，電負度愈大，表示原子對電子的吸引力愈大。

9-4　元素的分類與週期表 電負度

9-4 元素的分類與週期表 【結論】同族元素的游離能、電負度和電子親和力(負值)，會隨原子序增加而遞減 9-4　元素的分類與週期表 電子親和力：中性原子吸引一個電子，變成帶負電離子時的能量變化。 ※大部分原子的電子親和力是放出能量，以負值表示。 （原子核帶正電，對外來電子具吸引力） ※IIA及VIIIA族的電子親和力是吸收能量，以正值表示。 （IIA及VIIIA族的電子組態是全滿，外加電子會破壞其穩定） 【結論】同族元素的游離能、電負度和電子親和力(負值)，會隨原子序增加而遞減

9-4 元素的分類與週期表 9-4-2 同週期元素 ： 1.氧化數的週期性，如課本表9-9。 2.物理性質，如課本表9-12。 9-4　元素的分類與週期表 9-4-2　同週期元素 ： 1.氧化數的週期性，如課本表9-9。 2.物理性質，如課本表9-12。 3.化學性質：如課本圖9-10。 (1)期表的左邊，都是金屬元素； (2)週期表的右邊大多都是非金屬； (3)VIIIA族都是氣態的鈍氣。 (4)金屬與非金屬交界處的元素，性質常介於二者之間，稱為類金屬，包括：硼、矽、鍺、砷、銻、碲、釙、砈。這些元素是很好的半導體材料。

元素之週期性 金屬性小 原子半徑小 電子親和力大 游離能大 電負度大 游離能小 電負度小 電子親和力小 金屬性大 原子半徑大 化學活性大 化學活性小

參考資料 東大圖書 普通化學I 台科大圖書 普通化學I 龍騰文化 基礎化學