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【單元七：原子結構與週期表】

一. 原子結構發展史： 時間 科學家 實驗 貢獻 1803 道耳頓 提出原子說 1869 門得列夫 週期表 1897 湯姆森 陰極射線實驗 發現電子及其荷質比 e/m = 1.7588×108 _庫倫/克 1909 密立坎 油滴實驗 測得電子電量_{19 28} 1.6 10 9.11 10 e_{= ×} − C_{⇒ =}m _× − g 1911 拉塞福 α 粒子散射實驗 建立原子核概念 1913 莫斯利 X-射線光譜波長 建立原子序概念 1913 湯姆森 質譜儀測質量數 發現同位素 1919 拉塞福 N He O 1H 1 17 8 4 2 14 7 + → + 發現質子 1932 查兌克 ₄9Be+ ₂4He→12₆C+ ₀1n 發現中子 1935 湯川秀樹 介子理論 二. 原子光譜： 意義 公式 備註  波動性 C(光速) =λ(波長) (ν 頻率) C= ×3 10 ( / ) 3 10 (8 m s = × 17 nm s/ )  粒子性 E(能量) =h(蒲朗克常數)ν h=6.626 10 (× −34 J s⋅ ≒) 4 10 (× −13 kJ s mol⋅ / )  軌道能量 En = −_nK₂ -18 K = 2.179 10 (J/ ) = 1312(kJ/mol)× 個 「餓等伊去救,赴死吧!」「K 即氫游離能」 =313.6(kcal mol/ ) 13.6( )= eV  能階差 ∆ =E EH(高階) −EL(低階) L：n=1來曼系(紫外光) n=2巴耳麥系(可見光) n=3帕申系(紅外光) 「來指 麥可 怕紅」  + ∆E = _{2 2} H L K K n n     − − −         2 2 1 1 L H K n n   = _ − _    + ν 2.179 1018₃₄ 1₂ 1₂ 6.626 10 _{L H} E h n n − −   × = = _ − _ × _{  (} 15₎ 2 2 1 1 3.29 10 L H n n   = × _ − _   芮得柏常數 「青年節,15 歲」  + λ 1 17 15 2 2 C 3 10 (nm/s) 1 1 = = 3.29 10 (1/ )s n_L n_H ν −   × −   × _{ } 1 2 2 1 1 91.2 ( ) L H nm n n −   = _ − _    + E h= C_λ ( /kJ molE ) ( )× nmλ = hC ≒ 13 17 (4 10 ) (3 10 )_× − _{× × = 120000}

68 三. 原子軌域： 1. 量子數 名稱 代號 容許值 意義 主量子數 n 1、2、3… n 值決定軌域大小及軌域能量。 n 值越大，軌域範圍越大，電子能量越大。 n 又叫主層或主能階，可用 K、L、M、N 表示 n = 1, 2, 3, 4…。 角量子數 _ 0～ n -1 _值決定軌域形狀及軌域種類。 又叫副層或副能階，可用s、p、d、f 表示= 0, 1, 2, 3…。 磁量子數 m_ (m) －～ (含 0) _每個m 值描述軌域空間的方向性及軌域的個數。  _{值可以有（2+1）個}  m 值， 表示該種軌域的個數，每個軌域的空間方向不同。 旋量子數 m _s (s) 1 2 ± m 表示電子在軌域中的自旋方向， s 順時針為（+1/2）、逆時針為（-1/2）。 因為m 有兩個容許值，其表示一個軌域最多只能容納 2 個電子。 _s 實例  n = 3  有_= 0、1、2，即 s、p、d 三種軌域。 p 軌域即= 1  有m =－1、0、1，即 P_ x、Py、Pz三種方位。 每一主層內，最多可容納n 種軌域，n2個軌域，2n2個電子 2. 軌域 主量 子數 角量 子數 軌域 符號 磁量子數 軌域數目 自旋量子數 電子 數目 1 0 1s 0 1 1 1 2 + _、 1 2 − 2 2 2 0 2s 0 1 4 +12、−12 2 ₈ 1 2p -1，0，1 3 1 2 + _、 1 2 − 6 3 0 3s 0 1 9 1 2 + _、 1 2 − 2 18 1 3p -1，0，1 3 1 2 + _、 1 2 − 6 2 3d -2，-1，0，1，2 5 1 2 + _、 1 2 − 10 4 0 4s 0 1 16 1 2 + _、 1 2 − 2 32 1 4p -1，0，1 3 1 2 + _、 1 2 − 6 2 4d -2，-1，0，1，2 5 1 2 + _、 1 2 − 10 3 4f -3，-2，-1，0，1，2，3 7 1 2 + _、 1 2 − 14 3. 能量高低 種類 能量 高低順序 單電子原子 由 n 決定 1s＜2s＝2p＜3s＝3p＝3d＜4s＝4p＝4d＝4f＜… 多電子原子 由 n +決定 若n +_相同，由n 決定 1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜… 單電子原子能階 多電子原子能階 能階簡易判斷法

69 鹼 酸 四. 電子組態： 三大原則 內容 遞建原理 電子先佔有最低能量的軌域，低能量軌域填滿後，才填入高能量軌域。 包立不相容原理 每個軌域最多只能容納自旋方向(spin direction)相反的兩個電子。 洪德定則 數個電子分布於同能階的軌域時（如2px、2py、2pz）， 必須先以相同的自旋方式完成半填滿後，才能以成對的方式繼續填入。 基態電子組態（*為例外） 1 1 (1) H=1s 2 2 6 1 11 (11) Na=1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 1 2 21 (21) Sc=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 (2) He=1s 2 2 6 2 12 (12) Mg=1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 2 2 22 (22) Ti=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 1 3 (3) Li=1s 2s 2 2 6 2 1 13 (13) Al=1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 6 3 2 23 (23) V=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 4 (4) Be=1s 2s 2 2 6 2 2 14 (14) Si=1s 2s 2p 3s 3p * 2 2 6 2 6 5 1 24 (24) Cr=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 1 5 (5) B=1s 2s 2p 2 2 6 2 3 15 (15) P=1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 6 5 2 25 (25) Mn=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 2 6 (6) C=1s 2s 2p 2 2 6 2 4 16 (16) S=1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 6 6 2 26 (26) Fe=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 3 7 (7) N=1s 2s 2p 2 2 6 2 5 17 (17) Cl=1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 6 7 2 27 (27) Co=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 4 8 (8) O=1s 2s 2p 2 2 6 2 6 18 (18) Ar=1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 6 8 2 28 (28) Ni=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 5 9 (9) F=1s 2s 2p 2 2 6 2 6 1 19 (19) K=1s 2s 2p 3s 3p 4s * 2 2 6 2 6 10 1 29 (29) Cu=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 2 2 6 10 (10) Ne=1s 2s 2p 2 2 6 2 6 2 20 (20) Ca=1s 2s 2p 3s 3p 4s 2 2 6 2 6 10 2 30 (30) Zn=1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ※違反或屬激發狀態(excited state)；違反則不存在(forbidden) ※軌域半滿或全滿會比較穩定，因此nd4(n+1)s2  nd5(n+1)s1、nd9(n+1)s2  nd10(n+1)s1 五. 週期表規律性： Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

※電負度(EN)：原子搶電子能力(前三名：F＞O＞N) 同一週期 非金屬性↑ 酸性↑半徑↓ 電負度↑ 鹼 非金屬氫化物 酸 同一週期 同一族 同一族 金屬性↑ 鹼性↑半徑↑ 電負度↓ F Cs ∵ 鍵 強 度 效 應

70 六. 游離能(IE)： 內容 例子 定義 從氣態原子或離子移走一個電子所需的能量 A_{( )g} →A_{( )}+_g +e− 規則 必為吸熱反應ΔH＞0 Na_{( )g} →Na_{( )}+_g +e− ∆ =H 496 /kJ mol 同一族元素：原子序↑  IE↓ Li＞Na＞K＞Rb＞Cs 同週期元素：原子序↑  IE↑

但ⅡA 族＞ⅢA 族、ⅤA 族＞ⅥA 族 Li＜B＜Be＜C＜O＜N＜F＜Ne 相同電子數：原子序↑  IE↑ Na+＞Ne＞F−

相同元素：價數↑  IE↑ O+_＞O＞O−

相同元素：IE1＜IE2＜IE3＜… Mg：IE1(738)＜IE2(1450)＜IE3(7732)

※若IEn+1 IEn  此元素有 n 個價電子 承上：IE3 IE2  Mg 價電子數為 2 七. 電子親和力(EA)： 內容 例子 定義 一中性氣態原子得到一個電子時的能量變化 A( )g +e−→A( )−g 規則 大多為放熱反應ΔH＜0 除了ⅡA、ⅧA(ΔH＞0)；N(ΔH≒0) ( )g + −→ ( )−g ∆ F e F H ＝ -328kJ/mol ( )g + − → ( )−g ∆ N e N H ≒ 0 同週期元素：鹵素最大(變鈍氣電子組態) Cl 的 EA 最大(∵F 半徑小) Cl＞ F ＞Br＞I 元素的EA 與其陰離子的 IE 同值異號 ( ) ( ) ( ) ( ) g g g g A e A H Q A A e H Q − − − − + → ∆ = − → + ∆ = ※任何 IE > EA ( ) ( ) ( ) ( ) : 377 / : 349 / g g g g IE Cs Cs e H kJ mol EA Cl e Cl H kJ mol + − − − → + ∆ = + → ∆ = − 最小 最大