您知道嗎?

德布羅依-物質波理論創建者

leaf leftleaf right

高中化學(全)_1-4 原子的結構與週期表

原子的結構與週期表,原子的結構,週期表,原子中電子的排列,元素分類和元素的週期性

原子的結構

一、原子的組成：

原子是由原子核和核外電子所形成，其中原子核包含質子和中子。

發現順序 　
原子 電子（1897湯木生發現） 電量（帶負電）：-1.602×10-19庫倫。質量為質子的1/1836倍。
原子核（1911拉塞福發現） 質子（1919拉塞福發現） 電量（帶正電）：與電子等值異號。
中子（1932查兌克發現）電量（不帶電）：質量約與質子相當。

二、元素符號：

表示法
　 元素符號表示法

三、同位素：

  1. 定義：相同原子序，質量數不同的原子。
  2. 同位素之間物理性質不同，化學性質相似，故無法以化學方法分離。
  3. 比較：
    1. 相異點：中子數、質量數、物理性質。
    2. 相同點：化學性質、電子數、質子數（原子序）。

        實例：
元素氫
同位素氫（H）氘（D）氚（T）
名稱氫-1氫-2氫-3
電子數1
質子數1
中子數012
自然界含量（%）990.015極微量

週期表

一、現代週期表

  1. 價電子：原子最外層電子稱為價電子。一般化學反應所涉及的電子大都是外層的價電子，故價電子決定原子的化性價電子決定原子的化性。
  2. 鈍氣族的最外層電子組態為ns2np6（氦是ns2例外）最穩定，稱為八電子層穩定結構，若其他原子的電子組態也能形成類似鈍氣族外層，也必定可以達到較穩定的狀態。
  3. 如鋰、鈉、鉀的最外層為一個電子，若移去此電子使原子成為帶一個正電的離子（Li+,Na+,K+），則最外層的電子組態就類似鈍氣族，可達到較穩定的狀態。
  4. 同樣地，氟、氯、溴最外層比鈍氣少一個電子，因此若可得到一個電子而變成帶一個負電的離子（F-、Cl-、Br-）則最外層的電子組態就類似鈍氣，可達到較穩定的狀態。
  5. 俄國人門得列夫首先以原子量的大小，將元素作一系列排列，並且得到其相關的週期性。
  6. 在西元1913年英國莫斯利提出以原子序排列的週期表，即為現今所使用的週期表。其內容如下：
    1. 週期表中橫為週期，縱為族，週期表共有七個週期，十八族。
    2. 主族元素：週期表上第1,2,13,14,15,16,17,18族元素，分別代表ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA,ⅧA，即所謂的A族元素，包含金屬及非金屬。
    3. 惰性元素：週期表最後一族(第18 族)，全部是單原子氣體，化性不活潑，故稱為鈍氣。最外層電子組態為ns2np6（氦是ns2例外）。
    4. 過渡元素：週期表中第3~12 族，為B 族元素，最外層電子組態為ns及(n −1)d。過渡元素離子常具有顏色。
    5. 內過渡元素：鑭系及錒系元素，其電子已涉及f 軌域。
  7. 元素的週期性：元素的化性與週期性經常是相關聯的。
    1. 原子量：原子序增加時，其原子量呈遞增現象。
    2. 同族原子直徑：同族原子直徑隨原子序增大而增大，因為n值愈大，軌域愈大。
    3. 同週期的主族元素之直徑：同週期的主族元素之直徑，隨原子序增大而減少，因為同週期中由左至右核內質子數逐漸增加，對外層電子吸引力大，故原子直徑減小。
      例如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl＞Ar。
    4. 電子數相等的各種離子或原子的半徑，隨原子序的增大而減小，因為原子序愈大，核正電荷數愈多，吸引力愈大，故半徑愈小。
      例如：Na+＞Mg+2＞Al+3。
    5. 同一元素，電子愈多者，半徑愈大，因為電子數愈多，電子互斥所佔的空間變大。
      例如：Na＞Na+，Cl-＞Cl。
    6. 同一週期，酸性及非金屬性由左而右漸增；鹼性及金屬性漸減。
    7. 同族元素，鹼性及金屬性由上而下漸增；酸性及非金屬性漸減。

二、週期表

123456789 101112131415161718
1A2A3B4B5B6B7B8B8B 8B1B2B3A4A5A6A7A8A
氫H   氦He
鋰Li 鈹Be   硼B 碳C 氮N 氧O 氟F 氖Ne
鈉Na 鎂Mg   鋁Al 矽Si 磷P 硫S 氯Cl 氬Ar
鉀K 鈣Ca 钪Sc 鈦Ti 釩V 鉻Cr 錳Mn 鐵Fe 鈷Co 鑷Ni 銅Cu 鋅Zn 鎵Ga 鍺Ge 砷As 硒Se 溴Br 氪Kr
銣Rb 鍶Sr               鈀Pa 銀Ag 鎘Cd 銦In 錫Sn 銻Sb 碲Te 碘I 氙Xe
銫Cs 鋇Ba       鎢W       鉑Pt 金Au 汞Hg 鉈Tl 鉛Pb 鉍Bi 釙Po 砈At 氡Rn
鍅Fr 鐳Ra  

原子中電子的排列

一、電子殼層與能階：

  1. 想象電子分布在以原子核為中心的球體上，從內向外為K層、L層及M層，電子存在的殼層稱為電子殼層。
  2. 電子(帶負電)處於:
    越靠近原子核(帶正電)的殼層，被原子核束縛越大，能量越低，越安定；
    電子處於越遠離原子核越遠的殼層，能量越高，越不安定。
    電子殼層
    電子殼層
  3. 電子能量由距離原子核近至遠，呈現階梯式的遞增，稱為能階。

    4. 注解：波耳的氫原子模型（能階的概念）

    1. 若依拉塞福的行星原子模型，電子繞核運轉將消耗的能量使電子繞轉轉半徑愈來愈小，最後撞入原子核而消滅，而所放出的光譜也應是連續光譜，因此拉塞福的行星原子模型並無法解釋實際的情形。

    2. 波耳提出了氫原子的原子模型，保留部份拉塞福的行星原子模型加入能量量子化以及物質波的概念。

    3. 波耳認為：
      1. 電子只待在特定的軌道上運動，並將軌道由小到大用n=1、2、3、...編號。
      2. 電子在不同軌道上具有不同的能量，用En=-2.179×10-18/n2 焦耳來代表第n個軌道上的能量。(僅適用於單電子原子，如H、He+)
      3. 電子可由外界吸收能量而由低階躍升至高階，所吸收之能量相當於兩能階之能量差，即△E=EH-EL;
        反之,電子由高階降至低階，則會釋放出能量。此能量常以光的形式被吸收或放出。
        電子由高階降至低階，則會釋放出以光的能量形式被放出。 電子由高階降至低階，則會釋放出以光的能量形式被吸收。

  4. 電子從低能階躍遷到高能階，需吸收能量；
    電子從高能階躍遷到低能階，需放出能量。
  5. 電子填入電子殼層的原則：
    1. 每一殼層最多可容納的電子個數不同，越外層的殼層離原子核越遠，範圍越大，可容納的電子數越多。
                                     
      殼層n可容納電子數(2n2)
      K12
      L28
      M318
      N432
    2. 電子依序從最接近原子核能量最低的殼層，開始填起。待填滿後再依序填入離原子較遠，且能量較高的殼層。
  6. 原子中佔據最外殼層的電子稱為價電子，價電子所分布的殼層稱為價殼層。
  7. 原子的性質主要繫於價電子。因為價電子距離原子核最遠，受原子核的束縛最小，因此在化學反應中最容易發生移轉，故價電子所在價殼層的個數與該元素的化學性質有關；同一族元素有相似的價殼層(氫除外)，故同族元素有相似的化學性質。

元素分類和週期表的周期性

元素的分類：

類別 元素數目導電性
金屬最多（約佔３／４）導電（電導度隨溫度升高而降低）及導熱性佳，根據金屬光澤及延展性。
類金屬硼、矽、鍺、砷、銻、碲、釙導電（電導度隨溫度升高而增加）介於金屬與非金屬之間。
非金屬少部分導電性極差，無金屬光澤及延性展性差。

一、元素的週期性：

  1. 金屬與非金屬的週期性：
    1. 金屬特性：
      物質易失去電子。
    2. 非金屬特性：
      物質易得到電子。
    3. 同一族：由上至下金屬性遞增，非金屬性遞減。
    4. 同一週期：由左至右金屬性遞減，非金屬性遞增。
  2. 原子半徑的週期性變化：
    1. 同一族：原子半徑由上至下遞增。
    2. 同一週期：原子半徑由左至右遞減。