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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,4-2 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,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
2、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
3、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大，也愈易偏轉 電子荷質比(e/m)：1.759
4、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： 金原子核體積小，帶正電荷，質量比粒子大，因此當粒子
5、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. Chadwick，英國) 方法： 粒子撞擊鈹原子
6、，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：3 108 (m/s) 公式
7、：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 紅光、486.1 n
8、m 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),氫原子在正常情況，電子會
9、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
11、域(1),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
12、域數： s軌域 1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
13、互垂直的軸上，分別為px、 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
14、子原子能階,對象： 電子數2之原子或離子 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,
15、多電子原子軌域的能量高低順序圖例,能量順序：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 2p6 Ar：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),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
