原子构造与周期表课件.ppt

1、第第9章章原子構造與週期表原子構造與週期表9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1-1 原子學說的演進：原子學說的演進：道耳頓道耳頓提出了原子說與修正提出了原子說與修正1.物質均由極小的微粒子所組成，稱之為原子。2.原子無法再分割成更小的粒子。3.同種元素的組成原子，其性質與質量均相同。修正：原子中還有電子、質子、中子。修正：同位素的發現証明同一元素所含的原子質量不一定相同。4.不同種類的原子形成化合物時，原子之間的比例為一固定的簡單整數比。5.化學反應是原子之間重新排列組合，原子並未被破壞。9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造證明：由定比定律及倍比定律可證明。證明：由質量守恆定

2、律可證明。修正：核變化反應中原子的結構及種類會改變。9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1-2原子中的基本粒子：原子中的基本粒子：電子電子、質子及中子、質子及中子1.電子的發現：電子的發現：英國科學家湯姆森從陰極射線在磁場中發生的 偏轉現象，證實了電子的存在。結論：1.陰極射線為帶陰極射線為帶負電負電之粒子，命名為之粒子，命名為電子電子。2.陰極射線是具有質量的粒子：陰極射線是具有質量的粒子：粒子性粒子性。3.陰極射線是沿直線進行的：陰極射線是沿直線進行的：直線運動。直線運動。4.湯木生湯木生利用利用陰極射線陰極射線的結果不同的材質但均有的結果不同的材質但均有 相同的相同的荷質比荷質

3、比。克庫侖81076.1me陰極射線實驗陰極射線實驗(1)陰極射線為帶陰極射線為帶負電負電之粒子之粒子，命名為，命名為電子電子陰極射線實驗(2)陰極射線是具有質量的粒子陰極射線是具有質量的粒子：粒子性粒子性陰極射線實驗(3)陰極射線是沿直線進行的陰極射線是沿直線進行的：直線運動直線運動陰極射線實驗(4)湯木生湯木生利用利用陰極射線陰極射線的結果不同的材質但均有的結果不同的材質但均有相同的相同的荷質比荷質比克庫侖81076.1me密立坎-油滴實驗1.測出電子的電量為測出電子的電量為1.60 10-19庫侖庫侖。2.配合湯木生已測得的電子荷質比配合湯木生已測得的電子荷質比1.76 108庫侖克，庫

4、侖克，算出電子的質量為算出電子的質量為9.11 10-28克克。2.質子的發現：質子的發現：拉塞福以粒子撞擊金箔，建立了原子核的存在；而後利用粒子撞擊氮原子，發現了帶正電的質子。9-1-2原子中的基本粒子：電子、原子中的基本粒子：電子、質子質子及中子及中子9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造pONHe11178147429-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1-2原子中的基本粒子：電子、質子及原子中的基本粒子：電子、質子及中子中子3.中子的發現：中子的發現：查兌克從粒子撞擊鈹原子的實驗中，發現了 中子的存在。491212460He()+BeCn()粒子中子(1)中子不帶電，質量與

5、質子差不多，可以將中子質量視為電子與質子質量之和。(2)中子因為不帶電，穿透力強，可以射入原子核，引起核分裂。粒粒子子質量質量原子原子質量質量單位單位(amu)電電荷荷(e)符號符號發發現現次次序序電量電量(庫侖庫侖)位置位置發現者發現者電電子子9.11 X 10-28 g0.00055-10-1e1-1.6 10-19核外核外湯木生湯木生質質子子1.67 X 10-24 g1.0073+111P2+1.6 10-19核內核內拉塞福拉塞福中中子子1.68 X 10-24 g1.0087010n3不帶電不帶電核內核內查兌克查兌克【電子、質子、中子的相關比較【電子、質子、中子的相關比較】9-1原子

6、學說與原子構造原子學說與原子構造9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造g1067.1g1002.61amu2423-enp1836mamu1mm1個個12C質量的原子質量的原子1/121840倍倍假設氫原子的直徑如棒球場假設氫原子的直徑如棒球場之直徑，則原子核的大小就之直徑，則原子核的大小就如一隻螞蟻。如一隻螞蟻。9-1-3原子模型原子模型(a)湯姆森的原子模型(b)拉塞福的原子模型9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造(c)波耳的原子模型(d)索末菲的原子模型【結論】1.一個原子(直徑約10-10 m)的質量幾乎全部集中在原子核。(原子核的直

7、徑約10-15 10-14 m)2.一個原子的質量約等於原子核內的質子與中子質量之和，即質量數=質子數+中子數。3.原子大部分是空心，假如原子核如一個十元硬幣，電子在原子核外的活動範圍大約是棒球場那麼大。4.核外帶負電的電子數等於核內帶正電的質子數，故原子呈電中性。9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1-4原子質量的測量原子質量的測量1.原子序：原子序：莫斯利測量各種元素的X射線光譜波長，建立了 原子序的概念。(1)每一原子有一原子序(原子序即原子核內的質子數)。(2)中性的原子中電子數等於其原子序，即：原子序=質子數=電子數(3)原子的化學

8、性質取決於原子序，故原子序相同的元素，化學性質相同。9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造2.原子質量：原子質量：湯姆森則利用質譜儀測量各種原子的質量。9-1-4原子質量的測量原子質量的測量(1)湯木生利用質譜儀測量各種原子的質量，發現同種元素 會出現質量不同的原子。(2)質譜儀測量時是以12C的質量12.0000 amu為標準所測得 的相對值。(3)由質譜儀可測知每一元素所含同位素的種類及相對含 量，由測得數據可求出各元素的平均原子量。9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造【例如】鉀的質譜圖：9-1-4原子質量的測量原子質量的測量鉀元素的三條質譜線的質量及含量百分率數據如下：39K

9、38.9637 amu 93.2513%40K 39.9640 amu 0.0117%41K 40.8618 amu 6.7302%因此鉀的平均原子量：(38.9637 X 0.932513)+(39.9640 X 0.000117)+(40.8618 X 0.067302)=39.0983 amu 9-1-5元素的元素的表示法表示法與同位素與同位素1.基本粒子標示法：基本粒子標示法：XAZcdA：質量數(=質子數+中子數)(質量數與原子量很相近，但質量數為整數)Z：原子序(=質子數=中性原子之電子數)d：分子中原子數 c：電荷數AZ=中子數9-1原子學說與原子構造原子學說與原子構造9-1原子

10、學說與原子構造原子學說與原子構造原子序相同而中子數不同或質子數相同而質量數不同的原子稱為同位素。同位素原子序相同，雖然質量不同，卻有相同的化學性質，而物理性質如沸點、熔點等則不同。9-1-5元素的表示法與元素的表示法與同位素同位素2.同位素：同位素：元素元素同位素同位素存在比率存在比率(%)質量數質量數質子數質子數中子數中子數氫氫11 H99.9811021 H0.02211氧氧168O99.761688178O0.041789188O0.20188109-2電子組態電子組態9-2-1氫原子光譜與波耳原子模型氫原子光譜與波耳原子模型【三稜鏡的分光現象與氫原子光譜【三稜鏡的分光現象與氫原子光譜】

11、波耳氫原子光譜理論波耳氫原子光譜理論9-2電子組態電子組態(1)氫原子的電子，只能在一定距離的軌道上做圓周運動，且運動時具有一定的能量，大小以能階 n 來表示，由原子核內外，n分別等於1，2，3，4，5等正整數，叫做主量子數。(2)n值愈大，運動半徑愈大，電子所具有的能量愈大，能量的高低以能階來表示。(3)在正常狀態時，氫原子中的電子處於最低的能階(n=1)，稱為基態。當原子吸收外來能量，而躍遷至較高的能階時，使得原子處於激發態。9-2電子組態電子組態波耳氫原子光譜理論波耳氫原子光譜理論EE2E1h9-2電子組態電子組態(4)激發態的電子不穩定，從高能階回到其他較低能階時，會放出能量，以光的方

12、式放出，而產生了光譜。波耳氫原子光譜理論波耳氫原子光譜理論紫外光紫外光可見光可見光紅外光紅外光紅外光紅外光紅外光紅外光氫原子能階與電子躍遷的關係氫原子能階與電子躍遷的關係9-2電子組態電子組態9-2-2原子軌域原子軌域波耳理論能解釋氫原子(單電子原子)光譜，對其他原子(多電子原子)則無法解釋，根據量子理論，電子兼具粒子性與波動性，依不同能量而在不同的區域出現，以電子雲表示電子在空間出現機率的區域，稱為軌域。1.原子軌域的名稱：原子軌域的名稱：量子力學模型引用了四個參數來表示電子的能量狀態，稱為量子數，分別為 n，m，ms。9-2電子組態電子組態9-2-2原子軌域原子軌域(1)主量子數（主量子數

13、（n）：）：主層軌域，決定軌域的大小與能量的大小，當n值愈大，表示此電子離原子核愈遠，軌域的範圍大，所含的軌域種類與軌域數量也愈多，能量也愈大。n=1、2、3、4、等正整數。(2)角量子數角量子數（）：副層軌域，表示軌域的形狀，每一個n值可以有n個值，即=0、1、2、3等（n-1）。電子出現空間之軌域形狀有s、p、d、f，其中軌域個數分別為s=1、p=3、d=5、f=7，並且每一個軌域中又可填入 個電子。9-2電子組態電子組態註註：s：表示電子出現的空間是球形：表示電子出現的空間是球形p：電子沿著：電子沿著x、y、z軸三個能量相同的空間出現為啞鈴形軸三個能量相同的空間出現為啞鈴形d：電子沿著：

14、電子沿著xy、yz、xz、x2-y2、z2五個能量相同的空間出現五個能量相同的空間出現f：有七個相同能量的軌域：有七個相同能量的軌域9-2電子組態電子組態(2)角量子數角量子數（）1.電子在不同形狀的軌域中能量不同：電子在不同形狀的軌域中能量不同：s p d f。2.n=1，=0；n=2，=0，1；n=3，=0，1，2。3.角量子數（角量子數（）與軌域形狀的關係為：）與軌域形狀的關係為：角量子數（）0123軌域形狀spdf軌域個數1357【例如】當n=3時，值有0、1、2個，其意義為第三主層中含有：，三種軌域，即 ，軌域。spd3s3p3d9-2電子組態電子組態主層（n）1234副層（）1s

15、2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f副層軌域個數1131351357副層軌域可容納的電子數22626102610 14主層中軌域的總數（n2）14916各主層中的電子總數（2n2）281832【量子數的總整理量子數的總整理】9-2電子組態電子組態(3)磁量子數磁量子數(m)：磁量子數可決定軌域的空間方向，m的值是-與 之間的整數值，即m=2 +1個。例如：=0，m=0；=1，m=-1，0，1；=2，m=-2，-1，0，1，2；。(4)旋量子數旋量子數(ms)：旋量子數可表示電子在同一軌域中旋轉方向，旋量子數只有+(1/2)及(1/2)兩種值，分別表示順時針旋轉及逆時針旋轉。9-

16、2電子組態電子組態3.軌域的能量：軌域的能量：(1)能階由主量子數及角量子數之和來決定能階的大小，即n+值來決定。n+值愈大，軌域能階愈高。n+值相同時，則由n值決定，n值愈大，能階愈大。(2)同一主量子數n中副層軌域的能量不盡相同。【例如】在n=3的階層中，有1個3s軌域、3個能量相同的3p軌域，以及5個能量相同的3d軌域，但是3s、3p、3d之軌域的能量不相同，其能量為。電子組態原則電子組態原則多電子原子能階判斷法多電子原子能階判斷法(1)多電子原子能階判斷法多電子原子能階判斷法(2)求求n+的值，其值越大，的值，其值越大，能階越高。能階越高。當兩個能階的當兩個能階的n+值相值相同時，再參

17、考同時，再參考n值，值，n值越值越大，能階就越高。大，能階就越高。多電子原子之能階高低為：多電子原子之能階高低為：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 電子組態原則電子組態原則遵守三項原則：遵守三項原則：(1)構築原理：構築原理：電子進入軌域時，先進入較低能階的軌域，再 進入較高能階的軌域。(2)庖利不相容原理：庖利不相容原理：每個軌域至多可容納2個電子，且在同 一軌域中的2個電子自轉方向必相反。(3)洪德定則：洪德定則：數個電子要進入同能階的同型軌域，電子先以相同的自轉方向分別進入不同方位的軌域而不成對，等各軌域均有

18、1個電子時(半滿)，才允許自轉方向相反之電子進入而成對(全滿)。2px2py2pz2px2py2pz【例如】2p2 或 2p5 或 四種量子數的總整理四種量子數的總整理主量子數主量子數n=1n=2n=3n=4角量子數角量子數0010120123副層軌域副層軌域名稱名稱1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f軌域數軌域數分別全部分別全部113135135714916電子數電子數分別全部分別全部2262610261014281832磁量子數磁量子數m00-1,0,10-1,0,1-2-1,0,1,20-1,0,1-2-1,0,1,2-3,-2,-1,0,1,2,3旋量子數旋量子數ms 1/2 1/

19、2 1/2 1/29-2電子組態電子組態【練習【練習】1.請寫出下列元素的電子組態及電子填入軌域的方式：請寫出下列元素的電子組態及電子填入軌域的方式：(a)Na (b)N (c)Si (d)Mn(a)Na 1S2 2S2 2P6 3S1 或 Ne 3S1 (b)N 1S2 2S2 2P3 (c)Si 1S2 2S2 2P6 3S2 3P2 (d)Mn 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d5 4S2 2.電子組態的特例：電子組態的特例：(a)Cr (b)Cu 9-2電子組態電子組態【練習【練習】(a)Cr：1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d5 4S1(b)Cu：1S2 2S2

20、2P6 3S2 3P6 3d10 4S1(半滿及全滿軌域較安定，故易形成)半滿全滿3.離子的電子組態：陽離子所失去的電子由外層軌域失去：離子的電子組態：陽離子所失去的電子由外層軌域失去：(a)Mg2+(b)Ni2+(a)Mg2+：1S2 2S2 2P6 (b)Ni2+：1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d8 9-2電子組態電子組態【練習【練習】9-2電子組態電子組態【練習【練習】4.離子的電子組態：陰離子所獲得電子依軌域能階高低填入：離子的電子組態：陰離子所獲得電子依軌域能階高低填入：(a)F-(b)S2-(b)S2-：1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 (a)F-：1S2 2S2

21、 2P6 9-3 週期表週期表9-3-1週期表的發展週期表的發展1.早期早期：由門得列夫提出。依照原子量大小順序排列，稱為短 週期表或舊週期表。2.現今現今：由莫世勒根據門得列夫的週期表修正而成。依照原子序大小順序排列，稱為長週期表或新週期表。3.週期表分為三大部分：週期表分為三大部分：(1)左邊兩行及右邊六行是性質較規則的A族元素或主族元素。(2)中間十行是過渡元素或B族元素。(3)底下的兩列為內過渡元素。9-3 週期表週期表9-3 週期表週期表1.週期：週期：週期表中的橫排，稱為列或週期。週期數（列）週期數（列）元素個數元素個數元素原子序元素原子序第一週期（第一週期（最短最短週期）週期）2

22、（2 12）1H 與與 2He第二週期（第二週期（短短週期）週期）8（2 22）3Li 10Ne第三週期（第三週期（短短週期）週期）8（2 22）11Na 18Ar第四週期（第四週期（長長週期）週期）18（2 32）19K 36Kr第五週期（第五週期（長長週期）週期）18（2 32）37Rb 54Xe第六週期（第六週期（最長最長週期）週期）32（2 42）55Cs 86Rn第七週期（第七週期（不完全不完全週期）週期）-87Fr 【例如】某一元素的原子序為【例如】某一元素的原子序為50，則此元素在第幾週期？，則此元素在第幾週期？50=2（一）（一）+8（二）（二）+8（三）（三）+18（四）（四

23、）+14（五）（五）9-3-2週期表週期表9-3 週期表週期表2.族族：週期表中的直行，稱為屬或族。a.A族元素：族元素：又稱為典型元素典型元素，為IAVIIIA族，包括金金屬屬、非金屬非金屬和類金屬類金屬元素；電子填入s及p軌域的元素。族數IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA名稱鹼金族鹼金族鹼土族鹼土族鋁族鋁族碳族碳族氮族氮族氧族氧族鹵素鹵素鈍氣鈍氣b.B族元素：族元素：又稱為過渡元素過渡元素，從第四週期開始，為週期表中間夾在IIA族與IIIA族中間的元素，皆為金屬皆為金屬。d-過渡元素：過渡元素：電子填入d軌域的元素。內過渡元素：內過渡元素：電子填入f軌域的元素9-3 週期

24、表週期表9-3 週期表週期表9-3-3電子組態與週期表電子組態與週期表1.價電子：價電子：原子最外層軌域最外層軌域的電子。2.價電子與週期表的關係：價電子與週期表的關係：(1)典型元素（典型元素（A族）：族）：價電子數價電子數等於族數族數，即同一族元素的價電子數相同，並且價電子的主量子數（n）與週期數同，其最外層電子填入ns或np軌域。族數族數IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA電子組態電子組態ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5ns2np6價電子數價電子數12345678【例如】S的原子序為16，為VIA族，在第三週期，最外層電子 填入 。

25、3s23p49-3 週期表週期表價電子組態與週期表的關係（價電子組態與週期表的關係（A族元素）族元素）9-3 週期表週期表(2)惰性元素（惰性元素（VIIIA族）：族）：除He的電子組態為1s2外（價電子數=2），其他惰性元素之最外層電子組態皆為ns2np6（價電子數=8），其中最後一個電子填入np6。(3)過渡元素（過渡元素（B族）：族）：a.d-過渡元素：過渡元素：最外層電子填入（n-1）d軌域。【例如】第四週期第四週期的過渡元素最外層電子填入3d軌域。第五週期第五週期的過渡元素最外層電子填入4d軌域。b.內過渡元素：內過渡元素：最外層電子填入（n-2）f軌域。【例如】第六週期的鑭系元素最

26、外層電子填入4f軌域。第七週期的錒系元素最外層電子填入5f軌域。（週期）（週期）1A8A一一1s12A3A4A5A6A7A1s2二二2s12s22p12p22p32p42p52p6三三3s13s2B族元素（過渡元素）族元素（過渡元素）3p13p23p33p43p53p6四四4s14s23d（計有（計有10個）個）4p14p24p34p44p54p6五五5s15s24d（計有（計有10個）個）5p15p25p35p45p55p+6六六6s16s25d（計有（計有10個）個）6p16p26p36p46p56p6七七7s17s26d（已知（已知6個）個）B族元素（內過渡元素）族元素（內過渡元素）【最

27、後一電子填入之軌域【最後一電子填入之軌域】9-3 週期表週期表9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表9-4-1同族元素：同族元素：1.物理性質：物理性質：(1)比重、原子半徑、原子體積（原子容）與原子量隨原子序的增大而遞增遞增。(2)熔點及沸點的改變：a.金屬元素(例如IA及IIA族)隨原子序的增大而降低降低。b.非金屬元素(例如VIIA族)隨原子序的增大而升高升高。(3)顏色：鹵素(VIIA族)的顏色隨原子序增加而漸深漸深。元素元素氟（氟（F2）氯（氯（Cl2）溴（溴（Br2）碘（碘（I2）顏色顏色淡黃淡黃黃綠黃綠暗紅暗紅紫黑紫黑9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表2.化學性質：化

28、學性質：(1)同族元素化學性質相似，反應現象類似。同族元素化學性質相似，反應現象類似。【例如】IIA族的鹼土金屬元素（M）與VIIA族鹵素（X）反應均生成MX2（MgCl2、CaCl2、）(2)金屬元素的金屬性及氧化物鹼性，隨原子序增大而增加。金屬元素的金屬性及氧化物鹼性，隨原子序增大而增加。【例如】金屬以鹼金族為例 a.鹼金族元素之金屬性大小排列：（LiNaKRbCs）b.鹼金族元素之氧化物鹼性強弱排列：（Na2OK2O）(3)非金屬元素的非金屬性及氧化物酸性，隨原子序增大而減少。非金屬元素的非金屬性及氧化物酸性，隨原子序增大而減少。a.鹵素元素的非金屬性大小排列：（F2Cl2Br2I2）b

29、.鹵素元素的氧化物酸性強弱排列：（HClOHBrOHIO）9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表3.價電子數（最外層電子數）與氧化數：價電子數（最外層電子數）與氧化數：9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表(1)氧化數：氧化數：原子得失電子數的傾向（由原子的電負度決定）。(2)A族元素之氧化數規則：族元素之氧化數規則：同族元素之價電子數相同。族族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA價電子數價電子數12345678得失電子得失電子失失1失失2失失3不一不一定定不一不一定定得得2得得1無無氧化數氧化數+1+2+3+4-4+5-3-2-109-4元素的分類與週期表元素的分類與

30、週期表4.同族元素的同族元素的游離能游離能、電負度電負度與與電子親和力電子親和力的關係：的關係：(1)游離能：游離能：從氣態原子中將一個電子移到無窮遠所需的能量。愈容易放電子的元素，游離能愈小（IA族及IIA族），而鈍氣（VIIIA族）的游離能較大。(2)電負度：電負度：分子之組成原子對共用電子對的吸引力，電負度愈大，表示原子對電子的吸引力愈大。9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表電負度9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表(3)電子親和力：電子親和力：中性原子吸引一個電子，變成帶負電離子時的能量變化。大部分原子大部分原子的電子親和力是放出能量，以負值負值表示。（原子核帶正電，對外來

31、電子具吸引力）IIA及及VIIIA族族的電子親和力是吸收能量，以正值正值表示。（IIA及VIIIA族的電子組態是全滿全滿，外加電子會破壞其穩定）【結論【結論】同族元素的同族元素的游離能游離能、電負度電負度和和電子親和電子親和力力(負值負值)，會隨原子序增加而，會隨原子序增加而遞減遞減9-4元素的分類與週期表元素的分類與週期表9-4-2同週期元素同週期元素：1.氧化數的週期性，如課本表9-9。2.物理性質，如課本表9-12。3.化學性質：如課本圖9-10。(1)期表的左邊，都是金屬元素；(2)週期表的右邊大多都是非金屬；(3)VIIIA族都是氣態的鈍氣。(4)金屬與非金屬交界處的元素，性質常介於二者之間，稱為類金屬，包括：硼、矽、鍺、砷、銻、碲、釙、砈。這些元素是很好的半導體材料。金屬性小金屬性小原子半徑小原子半徑小電子親和力大電子親和力大游離能大游離能大電負度大電負度大元素之週期性元素之週期性游離能小游離能小電負度小電負度小電子親和力小電子親和力小金屬性大金屬性大原子半徑大原子半徑大化學活性大化學活性大游離能小游離能小電負度小電負度小電子親和力小電子親和力小金屬性大金屬性大原子半徑大原子半徑大化學活性小化學活性小參考資料參考資料 東大圖書 普通化學I 台科大圖書 普通化學I 龍騰文化 基礎化學