1、Chapter 4,原子結構與週期表,本章目錄,4-1 原子結構的探討 4-1A 電子的發現 4-1B 氫原子光譜 4-2 原子軌域及電子組態 4-2A 現代的原子模型 4-2B 原子的電子組態 4-3 元素與週期表4-3A 週期表的發展 4-3B 元素的分類及其通性4-3C 電子組態與週期表的關係 4-3D 元素性質的週期性,4-1 原子結構的探討,原子結構,電子發現,氫原子光譜,陰極射線管,原子的模型,4-2 原子軌域及電子組態,原子軌域電子組態,軌域定義,量子數表示法,遞建原理,包立不相容原理,洪德定則,遞建原理的例外,電子組態,氫原子及多電子原子能階,4-3 元素與週期表,元素週期表,
2、週期表的發展,電子組態與週期表的關係,元素性質的週期性,元素的分類,元素的通性,The End,Thanks for Your Listening,陰極射線管(1),陰極射線管：如下圖所示實驗內容：將管中的氣體以幫浦抽出，在兩電極中通以數千伏特的電壓，結果發現：若管中仍有少量氣體，則會釋放該氣體特有光線如果氣體抽到幾乎真空，具有顏色的光線會消失若在管壁塗上螢光物(如ZnS)，發現管中仍有射線從陰極發射出來，使管壁產生螢光,陰極射線管(2),陰極射線(cathode ray)特性：氣體放電管中由陰極(負極)發射出的電子束 不論使用何種金屬當陰極，所產生射線的性質均相同 所有原子的基本粒子具有粒子
3、性質 可轉動放電管中的小風車若無外力存在，會依直線前進 遇障礙物形成陰影受到電場吸引而向正極偏轉，亦受到磁場影響而產生偏向 帶負電粒子流,陰極射線管(3), (A)未加磁場的陰極射線；(B)磁鐵的S極(白色端)指向射線時，射線向下偏轉；(C)磁鐵的N極(紅色端)指向射線時，射線向上偏轉。,偏轉方向可知陰極射線是帶負電粒子流,陰極射線管(4),湯姆森發現 (J. J. Thomson，英國) ：命名為電子(electron，e)電子束在電場或磁場的偏轉角度隨電場或磁場強度的增加而變大 電子偏轉角度和質量(m)及所帶電量(e)有關質量愈輕，物質愈易偏轉 帶電量愈多的物質，和電場或磁場的交互作用力愈
4、大，也愈易偏轉 電子荷質比(e/m)：1.759 1011 C/kg,油滴實驗,密立坎 (R. A. Millikan，美國)： 一個電子的帶電量為1.602 1019庫侖,http:/www.ied.edu.hk/has/phys/millican/index.htm,例題4-1,根據電子荷質比，試算出一個電子的質量？,4-1,原子模型 (1),粒子散射實驗：提出者：拉塞福(E. Rutherford，紐西蘭)粒子：氦原子核(He2) 實驗結果：顯示幾乎所有撞擊金箔的粒子均直線通過，好像沒有金箔存在一般，僅有極少數的粒子產生偏折或反彈,粒子散射實驗裝置,原子模型 (2),拉塞福的解釋： 金原
5、子核體積小，帶正電荷，質量比粒子大，因此當粒子撞擊含有數千個原子厚度的金箔時，大部分粒子直接穿透金箔，唯有接近或碰到金原子核的粒子受到同性電荷的排斥力，才會產生偏折或反彈,原子模型 (3),拉塞福的原子模型：內容：原子內大部分空間是空無一物，質量集中在極小空間，稱為原子核，帶負電荷的電子在原子核四周運動，原子核則帶相同數量的正電荷以維持原子的電中性 模型：行星說 電子如同行星般，繞著中心的原子核依一定的軌道運轉,質子的發現,發現者：拉塞福 (E. Rutherford，紐西蘭)方法： 粒子撞擊氮原子，產生質子(氫原子核)質子符號：p或H+方程式：,中子的發現,發現者：查兌克 (J. Chadw
6、ick，英國)方法： 粒子撞擊鈹原子，產生中子中子符號：n方程式：,原子的結構,4-1,電磁波種類,各種不同型態的電磁波，其中人類、指甲等各項圖例所擺放的位置，分別代表其實物大小和波長長度的對應關係,連續光譜(continuous spectrum),白熾燈光經過細縫，再經由三稜鏡的折射，可以產生七彩的連續可見光譜,由各種連續波長的電磁波所組成的光譜,線光譜 (line spectrum),僅含有某些特殊頻率電磁波光譜，彼此不連續呈線形分布,鋰、鈉、鍶元素所產生的原子光譜，鋰原子和鍶原子在焰色試驗法中都產生紅光，但透過儀器卻發現它們的波長有所不同,光的雙重性(1),波動性：光為電磁波真空中光速
7、：3 108 (m/s)公式：c = c：光速(m/s) ：波長(m) ：頻率(1/s)電磁波的波長大小：無線電波 微波 紅外線 可見光 紫外線 X射線 射線(可見光範圍：400700 nm，1 nm = 10-9 m),光的雙重性(2),粒子性：光為粒子，稱為光子公式：E = h = h E：光能(J/個) h：蒲朗克常數 = 6.626 10-34(Js/個) ：頻率(1/s)關係式： ， E ， E ,氫原子光譜 (1),提出者：巴耳末 (J. J. Balmer，瑞士) 過程：裝有少量H2 的放電管，通過高壓電會產生藍光 結果：經過三稜鏡產生4條明顯可見光的線光譜 656.3 nm 紅
8、光、486.1 nm 綠光 434.0 nm 藍光、410.1 nm 紫光 波長，譜線間距離,氫原子光譜 (2),拉塞福原子模型及古典物理學的矛盾： 帶負電的電子受原子核正電的吸引，應會撞上原子核而崩潰結果：原子相當穩定電子受原子核吸引過程中，會持續放出能量，應會產生連續光譜結果：產生線光譜,氫原子光譜 (3),波耳的氫原子模型：提出2個假設氫原子的電子具有某些特定能量時，便能穩定存在，而不會有輻射現象穩定態能量以能階(energy level)由低到高排列，可用n = 1、2、3、表示，這些整數值稱為量子數 能階公式：En= (J/個) (kJ/mol),=,氫原子光譜 (4),氫原子在正常
9、情況，電子會存在最低能階，稱為基態(ground state) 當電子吸收外來能量，便會躍遷至較高能階，此時原子呈激發態(excited state) 激發態電子從較高能階(Ei)降到較低能階(Ef)時，會將多餘能量以光或熱的形式放出：E = Ei Ef = = k ( ),氫原子光譜 (5),E = h = = ( ) = R ( ) = = R：雷得堡常數 = 3.289 1015 (s-1),氫原子光譜 (6),氫原子能階及電子躍遷時所產生的光譜和氫原子模型,氫原子光譜 (7),氫原子光譜可分為三群：可見光區：巴耳末系(n2 n=2)紫外光區：來曼系(n1 n=1)紅外光區：帕申系(n3
10、 n=3)布拉克系(n4 n=4)佈芬土系(n5 n=5),氫原子光譜 (8),4-1,4-2,波耳氫原子模型的缺點,僅能解釋單電子原子或離子單電子原子：H原子類氫離子：He+、Li2+ 電子依固定軌道繞原子核運轉實際上電子並非在原子核作圓周運動,量子力學新發現,原子核外電子並不像行星繞太陽一樣有固定軌道(orbit)，而且無法預測電子的運動軌跡，只知道電子在空間中某點出現的機率有多大新概念：以軌域(orbital) 取代軌道(orbit)原子核往外延伸，電子總出現機率90%所涵蓋的空間範圍，稱為電子的軌域(orbital)，即不同狀態下電子最可能被發現的特定區域,以量子數表示電子軌域(1),
11、量子數：可分成4種主量子數(n)：決定電子所具能量及軌域體積 n為正整數，即 n = 1, 2, 3，對應之殼層為K、L、M、n ，電子能量 ，軌域體積 角量子數(l)：決定軌域形狀 l = 0, 1, 2, (n-1) 主量子數n含有n種不同形狀的軌域 l = 0 s軌域 (球形)；l = 1 p軌域 (啞鈴形) l = 2 d軌域 (扇葉形)；l = 3 f軌域,以量子數表示電子軌域(2),磁量子數(m)：決定軌域方位及數目m = l0+l 每個 l 值可有(2l +1)個m值例：p軌域 l = 1 m = -1, 0, +1 p軌域在空間有3個方位：px、py、pz 軌域數： s軌域 1
12、個， p軌域 3個 d軌域 5個， f軌域 7個旋量子數(s)：決定電子自旋方向 s = + 及 s = -每一軌域最多只能存有二個電子，且自旋方向必相反 最大電子數： s軌域 2個， p軌域 6個 d軌域 10個， f軌域 14個,1s及2s軌域中電子分布機率的截面圖，將電子出現機率總和為90%的部分以實線框住。 出現在n1的主殼層 形狀：球形對稱，無方向性 同一半徑的球面，電子出現的機率相等 n ，ns軌域電子雲半徑，能量,電子在px軌域的空間分布 出現在n2的主殼層 形狀：啞鈴形 n ，np軌域電子雲半徑，能量,px,py,pz,p軌域電子雲分別位於x、y、z三個相互垂直的軸上，分別為p
13、x、 py、 pz 同一主層，能量px= py= pz 有方向性，例：在yz平面發現px軌域電子之機率為0,帶電荷的電子有兩種不同的旋轉方式，如藍色箭頭所示，因此會形成兩種不同的磁場，如紅色箭頭所示,s = +,s = -,原子中不同主殼層能填入的最多電子數,前四個主殼層中軌域的標示及數目,4-2,氫原子能階,對象：單電子原子：H單電子離子：He+、Li2+ 能階高低：能階高低僅由主量子數n決定 n ，能階相同主量子數的軌域，其能量均相同，即ns = np = nd = nf,氫原子軌域的能階圖。相同主量子數的軌域，其能量均相同，例如3s = 3p = 3d,多電子原子能階,對象：電子數2之原
14、子或離子能階高低：能階高低由(n + l)決定 (n + l) ，能階(n + l)值相同時，由n值決定 n ，能階, 多電子原子軌域的能階示意圖。主量子數相同的軌域，其能量並不相等，例如3s3p3d,4-2,電子組態&遞建原理,電子組態(electron configuration)： 原子中各電子在不同軌域的分布情形，以簡易代號方式顯示其排列順序，必須遵守遞建原理、包立不相容原理及洪德定則遞建原理(aufbau principle)： 電子填入各軌域時，由能量較低的軌域開始填起，往較高能量的軌域填下去，下圖所示為多電子原子軌域的能量高低順序,4-2,多電子原子軌域的能量高低順序圖例,能量順
15、序：1s2s2p3s3p4s3d,包立不相容原理,內容： 每一個軌域最多僅能存有兩個電子，而且二者的自旋方向必須相反舉例： 2He：1s2 (電子軌域填入圖) 5B：1s2 2s2 2p1 ,例題4-2,試寫出2He、10Ne及18Ar的電子組態?,Ans： He：1s2 Ne：1s2 2s2 2p6Ar：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6,4-2,洪德定則(1),內容： 數個電子填入相同副殼層的數個軌域時，會先以相同的自旋方式分別填入各個軌域，當所有軌域均半填滿後，才允許自旋方向相反的電子再填入，這樣的電子排列方式能得到最低的能量狀態舉例1：哪一種是處於最低能量的基態呢？,Ans：(C)
16、,洪德定則(2),舉例2：S原子序16，電子組態：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4其電子軌域填入圖為：,因為前十個電子的填法和Ne原子相同，所以寫成Ne 3s2 3p4,電子組態的激發態,電子組態違反電子軌域填入原則，則：激發態：違反遞建原理及洪德定則 不存在：違反包立不相容原理舉例：7N的基態電子組態：1s22s22px12py12pz1激發態： 1s22s22px12py13s1 違反遞建原理 1s22s22px22py1 違反洪德定則不存在： 1s22s22px3 違反包立不相容原理,價電子,定義：原子核外的最外層電子若依電子組態來看，則：A族元素：n值最大的軌域中所含電子數 13
17、Al：Ne 3s23p1 31Ga：Ar3d10 4s24p1B族元素：鈍氣電子組態以外所含電子數 29Cu：Ar 3d10 4s1,價電子數3個,價電子數11個,離子的電子組態,陰離子電子組態：額外的電子依基態電子組態寫法填入舉例：8O：He2s2 2p4 8O2：He2s2 2p6陽離子電子組態： 去掉電子時，先寫出中性電子組態，再將n值最大者先去除舉例：26Fe：Ar3d6 4s2 26Fe3+：Ar 3d5,例題4-3,試畫出7N的基態電子組態示意圖 ?,4-2,Ans：,遞建原理的例外,特殊穩定的電子組態：原因：d 軌域全部半填滿或全填滿時，會使原子能量降低結果： 24Cr : (
18、),( ),例題4-4,試畫出29Cu的基態電子軌域填入圖，並列出價電子的數目 ?,4-2,4-3,週期表的發展(1),近代週期表：提出者：門得列夫(俄羅斯) 方法：將當時已知元素(約70種)按照原子量大小排列，並將化學性質相似的元素歸納成同一組，發現元素間的性質有週期性的變化成果：預測新元素的存在及性質訂正某些元素錯誤的原子量,週期表的發展(2),門得列夫週期表的一部分，元素符號下加上現今的原子量，圖中X和Z為當時的未知元素,週期表的發展(3),週期表的發展(4),門得列夫的錯誤：元素性質的週期性變化和原子量有關： 碘的原子量(126.9)比碲(127.6)小，在週期表的位置應在碲之前，若依
19、其性質卻須擺在碲之後 訂正：元素性質的週期性和原子序有關不知有惰性氣體(鈍氣) 的存在,4-3,現今元素週期表,元素的分類 (1),現今週期表：按照原子序的大小排列化學性質相似的元素放在垂直的一行，稱為族(group)傳統： IAVIIIA族 週期表兩邊8行典型元素 IBVIII B族 週期表中央部分10行過渡元素 第六、七週期中有部分元素移至週期表底部，分別稱為鑭系及錒系 內過渡元素 現在：IUPAC訂定由左而右各行第118族,元素的分類 (2),典型元素(main group element，A族) 週期表中第1、2、1318族的元素，其價電子填入s或p軌域 過渡元素(transition
20、 element，B族) 週期表中第312族的元素，其價電子填入d軌域 內過渡元素(inner transition element) 週期表中最下方的兩列元素，其價電子填入4f(鑭系)或5f ( 錒系)軌域,元素的分類 (3),水平的列稱為週期(period)，共七列第一週期： 2個元素 (1s)第二週期： 8個元素 (2s 2p)第三週期： 8個元素 (3s 3p)第四週期：18個元素 (4s 3d 4p)第五週期：18個元素 (5s 4d 5p)第六週期：32個元素 (6s 5d 4f 6p)第七週期：尚未完整 (7s 6d 5f 7p)目前發現元素有116種，原子序83以後多為人造元素
21、,元素的分類 (4),依導電性分類：金屬元素非金屬元素類金屬元素，又稱半金屬 氫為非金屬，僅有1個價電子，與IA族類似，其位置擺在IA族上面,4-3,金屬元素的通性(1),具有金屬光澤具有延展性電和熱的良導體：溫度，導電性 一般而言熔點均較大於非金屬：Cr(1905)，W(3370)室溫(25)均為固體： 例外：Hg在常溫為液體(熔點39 ) Cs (28.4 ) Ga ( 29.8 ),僅比室溫略高,金屬具光澤，由左而右分別為金、銀、銅、鎢,金屬的延展性佳，能製作出精緻的器皿,金屬鎵(Ga)熔點低，置於手掌心便能熔化。(需戴手套),金屬元素的通性(2),金屬發生化學反應時，傾向於失去價電子，
22、形成陽離子，例：2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) NaCl是由Na+和Cl所組成，可知Na在反應中失去1個電子鹼金屬(第1族)價數：+1鹼土金屬(第2族)價數：+2過渡金屬：同種元素常有多種不同的價數,離子化合物中常見離子所帶的電荷數,金屬元素的通性(3),金屬和非金屬反應時傾向於形成高熔點的離子化合物金屬鹵化物金屬氧化物：大部分的金屬氧化物為鹼性氧化物金屬氫氧化物： 鹼金屬氧化物 + 水 鹼土金屬氧化物 + 水 例：K2O(s) + H2O(l) 2 KOH(aq) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq),氫氧化物 (鹼性),金屬元素的通性(4),金屬氧化
23、物具鹼性，能和酸作用而形成鹽類和水： 例：MgO(s)+ 2HCl(aq) MgCl2(aq)+ H2O(l),例題4-5,你認為下列元素中哪些元素的性質最相似？ (A)鋰(B)鈹(C)氮(D)鉀(E)磷(F)氟,Ans： Li和K元素的性質最相近，因為它們是屬於同族的元素,例題4-6,氧化鎂是胃藥中常用的制酸劑，能中和過多的胃酸。試寫出氧化鎂遇水生成鹼性化合物的方程式 ？,Ans： MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(aq),例題4-7,試寫出鋼絲絨在純氧下燃燒，產生氧化鐵 (III) 的方程式。若將氧化鐵(III)置入水中，則水的酸鹼性有何改變 ？,Ans： 4 Fe(s) +
24、 3O2(g) 2Fe2O3(s) 因為氧化鐵 (III) 難溶於水，所以水溶液仍接近中性,非金屬的通性(1),無金屬光澤熱及電的不良導體例外：石墨具導電性熔點比金屬低例外：石墨(36523697 昇華不熔化 )，鑽石(3550 )常溫、常壓下：單原子分子：惰性氣體雙原子分子：H2、N2、O2、F2及Cl2(氣體)，Br2(液體)，I2(固體)其他非金屬元素均為固體,非金屬的外觀彼此差異很大。由左而右分別為硫黃、白磷、溴及碳粉,非金屬的通性(2),非金屬與非金屬所形成化合物為氣體、液體或低熔點的固體大部分非金屬氧化物溶於水呈酸性CO2(g)+ H2O(l) H2CO3(aq) P4O10(s)
25、+ 6H2O(l) 4H3PO4(aq) 非金屬氧化物多能溶在鹼性溶液形成鹽類 SO3(g)+ 2NaOH(aq) Na2SO4(aq)+ H2O(l),例題4-8,下列化合物哪些是離子化合物？哪些是分子化合物？(A) SO2 (B) MgO (C) K2O (D) CO (E) P4O10 (F) Cl2O7 (G) Fe2O3？,Ans： 非金屬元素間容易以共價鍵形成分子化合物，而金屬與非金屬間易於形成離子化合物。所以SO2、CO、P4O10、Cl2O7等為分子化合物，而MgO、K2O、Fe2O3等為離子化合物,類金屬的通性,類金屬：B、Si、Ge、As、Sb、Te 、Po及 At等八個元
26、素性質介於金屬和非金屬之間 導電性比非金屬高：溫度，導電性，含有微量雜質時，導電性例：Si及Ge導電性差，加入微量Ga或P後，其導電度增加，成為半導體 金屬含有雜質時，導電性 ,4-3,電子組態與週期表關係,週期表中不同區域的元素，其最外層電子填入不同型態的軌域,IAVIIIA族的價電子組態,n：元素所在的週期n 1,IBVIIIB族的價電子組態,n：元素所在的週期n 4,內過渡元素,鑭系元素：原子序 5771屬於第六週期，n = 6價電子軌域：ns2 (n-1)d1 nf x (x=114) 6s2 5d1 4fx 錒系元素：原子序89103屬於第七週期，n = 7價電子軌域：ns2 (n-
27、1)d1 nf x (x=114) 7s2 6d1 5fx,例題4-9,試寫出第一列過渡元素電子組態的表示法？,Ans： 21Sc：Ar 3d14s222Ti ：Ar 3d24s223V ：Ar 3d34s2 24Cr：Ar 3d54s125Mn：Ar 3d54s226Fe：Ar 3d64s227Co：Ar 3d74s228Ni：Ar 3d84s2 29Cu：Ar 3d104s1 30Zn：Ar 3d104s2,例題4-10,依據53I在週期表上位置，試寫出其電子組態？,Ans： 依據最外層電子可填在(n2)f (n1)d ns np軌域的法則，碘的原子序為53，位於第五週期，所以n = 5
28、(每週期可填的電子數為2、8、8、18、17)，故其電子組態為 Kr 4d10 5s2 5p5,4-3,共價半徑(covalent radius),定義：利用共價分子內兩原子核間的鍵長所估算出的原子半徑 以溴分子(Br2)為例：兩個溴原子核間的距離約為2.28 (1 =1010 m)，視為兩個溴原子半徑的總和溴原子的共價半徑為2.28 2 = 1.14 ,元素性質的週期性,原子半徑和原子序的關係圖。原子半徑隨原子序的增大呈週期性變化 (其中惰性氣體的原子半徑採估計值),共價半徑的趨勢,同一族元素的共價半徑由上而下遞增，即隨原子序的增加而增大。其主要原因為價電子填入愈外層的軌域，距離原子核愈遠
29、同一週期中，主族元素的共價半徑由左至右遞減，即隨原子序的增加而減少。其主要原因為原子核的正電荷數漸增，對核外電子的吸引力逐漸加大,元素得失電子的規律性變化(1),一般而言，同一週期中元素失去電子的傾向隨原子序的增大而逐漸減弱，且接受電子的傾向也隨原子序的增大而增強，因此鈉的化學活性較右邊的鋁元素強，到更右邊的磷以後便開始傾向於得電子 同族元素失去電子的傾向由上而下逐漸增強，例如25 時第2族的鈹不和水起反應，而鎂能和熱水反應，鈣則能直接和冷水反應，產生氫氣： Ca(s)+ H2O(l) Ca(OH)2(aq)+ H2(g),元素得失電子的規律性變化(2),一般而言，同一週期中非金屬性質由左而右逐漸增強，例如第四週期的鎵為金屬，鍺、砷為類金屬，硒、溴則為非金屬。同一族元素的非金屬性質由上而下遞減，在13、14、15族的元素最為明顯，例如在14族，碳為非金屬元素，矽、鍺為類金屬，而最下方的錫、鉛則為金屬 週期表中除了惰性氣體外，愈右邊、愈上方的元素非金屬性愈強,原子半徑及非金屬性質在週期表中的變化趨勢,4-3,影片總覽,動畫總覽,
