第4章　原子結構與週期表 4-1　原子說 4-2　原子的結構 4-3　原子軌域 4-4　電子組態 4-5　元素與週期表

4-1 原子說 道耳頓提出原子說： 1.物質是由極小且不能再分割的微粒組成，這種組成叫做原子 4-1　原子說 道耳頓提出原子說： 1.物質是由極小且不能再分割的微粒組成，這種組成叫做原子 2.同一元素所含原子，其性質與質量完全相同；不同元素所含原子，其性質與質量則不相同 3.不同原子形成物質時，其原子間的比例為一簡單整數比 4.化學反應進行時，原子重新排列組合，但其種類與原子總數不會改變 圖4-1　道耳頓畫像

以現今觀點，有部分內容需修正： 1.原子可再分割成更小微粒 2.同位素的存在，同種元素的原子，其性質與質量不一定相同 3.物質的形成，其原子間的比例不一定是簡單整數比，例如高溫超導物質 4.一般的化學反應，原子的種類及數目不會改變，但在核反應中，原子可轉變成他種原子

4-2　原子的結構 原子是由電子、質子、中子所組成

4-2-1 電 子 ．克魯克斯──發現陰極射線 ．湯姆森──研究陰極射線，發現荷質比e/m=1.759×10?8、提出原子模型 4-2-1　電　子 ．克魯克斯──發現陰極射線 ．湯姆森──研究陰極射線，發現荷質比e/m=1.759×10?8、提出原子模型 ．密立坎──經油滴實驗裝置得到電子電量為?1.602×10?19庫侖，代入荷質比可獲得電子質量為9.11×10?28克

圖4-2　湯姆森提出的原子核模型示意圖 圖4-3　油滴實驗裝置圖

4-2-2 質 子 拉塞福用α粒子撞擊金箔後發現： 1.大多數的α粒子筆直地穿過金原子 2.少數α粒子發生偏折 4-2-2　質　子 拉塞福用α粒子撞擊金箔後發現： 1.大多數的α粒子筆直地穿過金原子 2.少數α粒子發生偏折 3.極少數α粒子以很大的角度(甚至是180°) 反彈折回

圖4-9　α粒子散射實驗示意圖

原子核半徑約為原子半徑的十萬分之一 圖4-10　原子截面示意圖

拉塞福以α粒子撞擊氮原子核，發現質子 質子帶正電，帶電量與電子相等，質量為 電子的1840倍

4-2-3　中　子 查兌克以α粒子撞擊鈹原子核，發現了中子 中子不帶電，質量比質子略大

4-3　原子軌域 波耳研究氫原子光譜，發現它們具有特定能量及頻率 圖4-11　氫原子光譜

波耳引入量子化概念，提出氫原子模型： 1.電子繞核運動，其圓形軌道有特定的半徑 大小，分別以n = 1, 2, 3…表示 2.電子在特定軌道上具有一定的能量

3.原子受激發時，電子可吸收能量由低能階 躍遷至高能階，所吸收能量相當於兩能階 的能差 　　ΔE = E2 ? E1 4.電子從高能階返回低能階時，釋出能量以 電磁輻射表現

．多電子原子無法以波耳原子模型解釋 ．量子力學修正了波耳原子模型的不足處，認為電子具有波粒二象性 ．電子在空間運動以機率密度表示即為軌域 ．主層為n ．副層分別有s、p、d、f、……

表4-1　軌域的主層與副層 32 18 8 2 主層可容納電子總數 14 10 6 各層軌域可容納電子數 7 5 3 1 副層軌域數 4f 4d 4p 4s 3d 3p 3s 2p 2s 1s 副層 n=4 n=3 n=2 n=1 主層

4-3-1 s 軌域 ．每一個n值均有相對應的s軌域 ．s軌域可以容納二個電子 ．外觀為機率密度非常對稱的球狀

(a)1s (b)2s 圖4-12　s軌域示意圖

4-3-2 p 軌域 ．n ? 2時，每一n值都有相對應的p軌域 ．p軌域的機率密度呈啞鈴狀分布 ．x、y、z這三軸的p軌域共可容納6個電子

圖4-13　p軌域示意圖

4-3-3 d 軌域和 f 軌域 ．n ? 3時，每一n值均有相對應的d軌域 ．n ? 4時，每一n值都有相對應的f軌域

4-4 電子組態 ．將各電子所佔有的軌域依能量次序由低至高排列，並將所含電子數表示出來，此即電子組態 4-4　電子組態 ．將各電子所佔有的軌域依能量次序由低至高排列，並將所含電子數表示出來，此即電子組態 ．原子所含電子未收激發而處於最低的能量狀態時稱為基態 ．電子受激發而分布於較高能量的軌域稱為激發態

圖4-14　氫原子的軌域能階示意圖

圖4-15　多電子原子的軌域能階示意圖

4-4-1　遞建原理 ．電子填入軌域的順序，必須由低能階漸至高能階 ．若違背此原則，則原子組態處於激發態

4-4-2　包立不相容原理 ．每個軌域最多只能容納二個電子，且此二個電子的自旋方向相反 ．若違背此原理，則其電子組態不成立

4-4-3　洪德定則 電子佔有軌域時，需分別先佔有該軌域，待能量相等的軌域均成半滿狀態時，再繼續填入，此即洪德定則

表4-2　原子序21～30過渡元素的基態電子組態 [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 鋅 30 [Ar] ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 銅 29 [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 鎳 28 [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 鈷 27 [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 鐵 26 [Ar] ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 錳 25 [Ar] ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 鉻 24 [Ar] ↑↓ ↑ ↑ ↑ 釩 23 [Ar] ↑↓ ↑ ↑ 鈦 22 [Ar] ↑↓ ↑ 　 鈧 21 　　4s軌域　　3d軌域 元素 原子序

表4-3 原子序1～36原子的基態電子組態 [Ar] 3d104s24p6 [Ar] 3d104s24p5 [Ar] 3d104s24p4 表4-3　原子序1～36原子的基態電子組態 [Ar] 3d104s24p6 [Ar] 3d104s24p5 [Ar] 3d104s24p4 [Ar] 3d104s24p3 [Ar] 3d104s24p2 [Ar] 3d104s24p1 [Ar] 3d104s2 [Ar] 3d104s1 [Ar] 3d84s2 [Ar] 3d74s2 [Ar] 3d64s2 [Ar] 3d54s2 [Ar] 3d54s1 [Ar] 3d34s2 [Ar] 3d24s2 [Ar] 3d14s2 [Ar] 4s2 [Ar] 4s1 基態電子組態 36 35 34 33 32 31 30 29 28 27 26 25 24 23 22 21 20 19 原子序 氪 溴 硒 砷 鍺 鎵 鋅 銅 鎳 鈷 鐵 錳 鉻 釩 鈦 鈧 鈣 鉀 元素 [Ne] 3s23p6 [Ne] 3s23p5 [Ne] 3s23p4 [Ne] 3s23p3 [Ne] 3s23p2 [Ne] 3s23p1 [Ne] 3s2 1s22s22p63s1或[Ne] 3s1 1s22s22p6 1s22s22p5 1s22s22p4 1s22s22p3 1s22s22p2 1s22s22p1 1s22s2 1s22s1 1s2 1s1 Kr Ar 氬 18 Br Cl 氯 17 Se S 硫 16 As P 磷 15 Ge Si 矽 14 Ga Al 鋁 13 Zn Mg 鎂 12 Cu Na 鈉 11 Ni Ne 氖 10 Co F 氟 9 Fe O 氧 8 Mn N 氮 7 Cr C 碳 6 V B 硼 5 Ti Be 鈹 4 Sc Li 鋰 3 Ca He 氦 2 K H 氫 1 符號

4-5　元素與週期表 ．門得列夫建立了週期表 ．現今利用原子的電子組態說明原子結構遞變規律性及元素週期表 圖4-18　門得列夫紀念幣

4-5-1 週期表 德貝萊納研究元素原子量與其化性的關聯性 表4-4 德貝萊納的元素分類表 碘I 126.9 溴Br 79.9 4-5-1　週期表 德貝萊納研究元素原子量與其化性的關聯性 表4-4　德貝萊納的元素分類表 碘I 126.9 溴Br 79.9 氯Cl 35.5 碲Te 127.6 硒Se 79.0 硫S 32.0 銻Sb 121.8 砷As 75.0 磷P 31.0 鋇Ba 137.3 鍶Sr 87.6 鈣Ca 40.0 鉀K 39.1 鈉Na 23.0 鋰Li 7.0

．門得列夫提出元素週期律，並預測了11種未知元素的性質 ．莫斯利建立了元素的原子序，現代週期表即以原子序取代原子量排列

4-5-2 元素的規律性 橫列為週期，縱行為族： 1.A區為主族元素，包括金屬與非金屬元素，具有多樣的化性與物性 4-5-2　元素的規律性 橫列為週期，縱行為族： 1.A區為主族元素，包括金屬與非金屬元素，具有多樣的化性與物性 2.B區為過渡元素，均為金屬元素，所形成的化合物大部分具有特殊的顏色 3.C區為內過渡元素，包括鑭系及錒系元素，為金屬元素，大部分具有放射性及顏色 圖4-17 週期表中的元素分布

．金屬性：同族元素由上至下漸增 ．非金屬性：同週期元素由左至右漸增 圖4-18　週期表中金屬與非金屬性質的趨勢

．原子半徑：同族元素由上至下漸增；同週期元素由左至右漸減(限第2、3週期) ．原子量：大致隨原子序增加而增加 ．原子半徑：同族元素由上至下漸增；同週期元素由左至右漸減(限第2、3週期) 圖4-19　週期表中原子半徑大小分布情形

表4-5　鹼金族元素的性質 2.65 678.5 28.4 132.9 Cs 銫 2.48 687.9 39.05 85.47 Rb 銣 2.27 773.9 63.65 39.10 K 鉀 1.86 883.0 97.81 22.99 Na 鈉 1.52 1347.0 180.54 6.941 Li 鋰 原子半徑(?) 沸點(°C) 熔點(°C) 原子量 符號 元素