普通化學

原子結構和週期性

這篇會介紹幾個主要的概念:電磁輻射、量子模型、軌域跟原子的週期性，內容上會稍微深一點，閱讀時可以搭配高中選修化學第一章，這樣讀起來會比較容易理解一些。本文對應的章節為“Chemistry”, 8th ed. by Zumdahl S.S. and Zumdahl S.A普通化學第七章。

目錄

  1. Electromagnetic Radiation電磁輻射
  2. The Nature of Matter
  3. The Atomic Spectrum of Hydrogen氫原子光譜
  4. The Bohr Model波耳氫原子模型
  5. Quantum Mechanical Model（量子模型）
  6. Quantum Number量子數
  7. Orbital shapes and energy軌域的形狀和能量
  8. Polyelectronic atoms多電子原子
  9. Periodic Table週期表
  10. 電子組態的填入規則
  11. Valence Electrons價電子
  12. Periodic Trends in Atomic Properties原子的週期性趨勢

Electromagnetic Radiation電磁輻射

  1. 電磁輻射是能量在空間中傳遞的方式。
  2. 有三個最主要的特徵
    1. Wavelength 波長 (λ, 念作 lambda)
      兩波峰間的長度。
    2. Frequency 頻率 (ν, 念作 nu)
      每一秒，產生的波動次數。
    3. Speed 速率(在此為光速 c)
      光速，(2.9979×10 8 m/s)
  3. 常見可見光波長約400nm-700nm，波長越長者，其能量越小。

The Nature of Matter

  1. Quantum量子的概念
    1. 能量的得失必定是hν的整數倍。
  2. 公式
    1. ΔE=nhν
      ΔE：能量差
      n：整數
      h：普朗克常數: 6.626 × 10-34J˙s
    2. 意義：能量可被量化
  3. The Photoelectric Effect 光電效應
    1. 當光打在金屬板上時，若光頻率?沒有高於該金屬板的 ? 0 (threshold frequency，底限頻率)，則無光電子放出。
    2. ν< ν0，無論何種強度的光都無法使光電子釋出。
    3. ν> ν0，光強度越強，釋出的光電子越多，且光電子動能隨頻率增加而增加，為一線性變化。
    4. 註:低限能E0
      E0=hν0，低限能為普朗克常數乘以底限頻率。
      而經光電效應所發出之電子動能K=0.5mv2(電子質量X速度平方)= hν(入射光能)- hν0(低限能)
      圖片來源:Science ABC
  4. 質能互換公式 E=m ? 2 (意義：能量有質量)
    1. m= E/ ?2
    2. 由E=hν知E=hc/λ(因c= νλ)
    3. 綜合前兩式可得m= E/ ? 2= h/cλ(此為波粒二項性)
  5. de Broglie’s(德布羅伊) equation
    1. 所有粒子都存在波動的特性。
    2. 公式為λ=h/p，p為物質的動量。
    3. 套用到電子、波動的概念，可得以下兩條公式
      1. λ= h / mv
      2. m = h /λv

The Atomic Spectrum of Hydrogen氫原子光譜

  1. Continuous spectrum連續性光譜
    含有可見光的所有波長。
  2. Line spectrum線狀光譜
    光譜中只含有特定幾個波長，呈現一條、一條線的樣子。
  3. 氫原子光譜即屬Line spectrum線狀光譜。
    圖片來源:thecuriousastronomer

The Bohr Model波耳氫原子模型

  1. 氫原子的電子是在特定軌道上運行。
  2. E = -2.178×10 -18˙J˙(Z 2 /n 2 )，Z為核電子數，n為主量子數(在這裡你可以簡單想像，當n越大，電子繞行的半徑就越大)
  3. 在基態的氫原子，其電子的繞行半徑最小，處於n=1。
  4. 若當氫原子受到能量刺激，電子跳躍到其他軌域，此時n>1。
  5. 電子跳躍間的能量差異可用以下公式表示:
    ∆E = -2.178×10 -18˙J˙[(1/n末2 )-(1/n 初2 )]
  6. 而波耳的概念僅適用於氫原子，不適用於其他原子。
    圖片來源:維基百科

Quantum Mechanical Model（量子模型）

  1. 我們無法知道真正電子運轉的軌跡。
  2. Heisenberg uncertainty principle(海森堡測不準原則)
    1. 對於在給定時間我們如何精確地知道粒子的位置和動量，存在一個基本的限制。
    2. ∆X ∙ (m?) ≥ h 4π
    3. 上面那兩句話不懂沒關係，簡單來說就是，當我們越確定物質的位置，我們就越無法確定他的動量。
  3. 根據薛丁格波動方程(Hψ = Eψ)，我們只能知道電子在軌域中出現的機率，也只能夠得到機率分布。
    1. 像H的1s軌域，在這個球體分布中，電子有90%的機率會出現在這裡。

Quantum Number量子數

  1. 量子數有四個
    1. Principal quantum number(主量子數n)，表示軌域能量大小(energy)和半徑大小(size)
    2. Angular momentum quantum number (角量子數l)，表示軌域的形狀(shape) 。
    3. Magnetic quantum number (磁量子數ml)， 表示軌域的方向(orientation)
    4. Electron spin quantum number (自旋量子數ms)，表示旋轉方向,可為 +1⁄2 或  -1⁄2 。
      圖片來源:Byju’s
  2. Pauli exclusion principle包立不相容原理
    1. 一個軌域內，最多只能放兩個電子。
    2. 而這兩個電子，其自旋方向一定會相反，即自旋量子數ms為 +1⁄2 和-1⁄2 。
    3. 在不同的電子間，不可能存在四個量子數都相同的情況。

Orbital shapes and energy

  1. 軌域是一種輪廓，而電子在這裡的機率是一樣的。
  2. Nodes（節點）指的是電子不太會出現的地方。
  3. 在一個電子的原子中，如果主量子數相同，其軌域的能量是一樣的。
  4. 1s<2s=2p<3s=3p=3d……。
    圖片來源:Chemistry LibreTexts

Polyelectronic atoms多電子原子

  1. 因為電子的路徑不得而知，所以其排斥力repulsions也不好精確計算。
  2. 因為穿透效應(penetration effect)和屏蔽效應(shielding effect)，所以同一個主量子數(n)的電子頃向s > p > d > f，即能量大小:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d……
  3. 註:
    1. 穿透效應:軌域有較靠近原子核處，能量較低，先填電子；例如週期表到第三列時先填4s而非3d，因為4s有較靠近原子核的軌域(註:4s有三個結點(nodes)，而3d無結點)
    2. 遮蔽效應:在電子軌域中，靠近原子核的電子擋住較遠的電子而使較遠的電子對原子核吸引力降低，此稱之。

Periodic Table週期表

  1. 最早的週期表由Mendeleev 門德烈夫完成，排序的規則由原子量所訂。
  2. 可以預測新元素的存在和其性質。

電子組態的填入規則

  1. Pauli Exclusion Principle包立不相容原理
    1. 不存在量子數完全相同(包括 n,l,m l ,m s )的兩個電子。
    2. 每個軌域只能容納兩個自旋方向相反的電子。
  2. Aufbau Principle遞建原理
    1. 電子由低能軌域填至高能軌域。
    2. Ex:電子先填入1s，才會填入2s，因為2s屬於較高能的軌域。
      圖片來源:Byju’s
  3. Degenerate Orbitals簡軌並列
    1. 擁有相同能階的軌域(例:能量 2p x ＝2p y ＝2p z )
  4. Hund’s Rule洪(罕)德定則
    1. 電子要填入數個同副殼層的軌域時，必須先以相同的自旋方式完成半填滿之後，先達到一個最低能量的形式。當半滿完成後，才會再繼續填滿。
    2. 舉例來說，2p軌域有2px、2py、2pz，總共可以放2X3=6顆電子，而在放的過程中，會先把2px、2py、2pz都先放一顆電子，放完之後，再依序填入剩下的三顆電子，而非先放2顆2px、再放2py……的方式。
      圖片來源:Eureka Sparks
  5. 例外(就這兩個，背起來)
    1. Cr:[Ar]4s13d5，本來應該是[Ar]4s23d4，但為了讓組態更穩定，所以才先讓d軌域呈現半滿的形式。
    2. Cu:[Ar]4s13d10，本來應該是[Ar]4s23d9，但為了讓組態更穩定，所以才先讓d軌域呈現全滿的形式。

Valence Electrons價電子

  1. 在最大主量子數軌域中的電子。
  2. 如: 1s 2 2s 2 2p 6，價電子就是2s 2 2p 6的8顆電子。
  3. 週期表同一族的價電子組態會相同。

Periodic Trends in Atomic Properties原子的週期性趨勢

  1. Ionization Energy(I) 游離能
    1. 定義: 將一氣體狀態的原子或離子中移出一束縛最鬆的電子所需之能量。
    2. First Ionization Energy(I 1 )為第一游離能，將原子移開第一顆電子所需的能量。
    3. 第一游離能趨勢
      1. 週期表越往下，因為原子半徑上升，所以游離能下降。
      2. 週期表越往右邊，游離能增加。但是，因為在5A跟2A有出現全滿和半滿的情況，所以有例外。個人建議，直接把下面的順序背起來。
        8A>7A>5A>6A>4A>2A>3A>1A。
        圖片來源:www.britannica.com
  2. Electron Affinity(EA)電子親和力
    1. 定義: 一氣體狀態的原子吸入一電子，過程中的能量變化，且放熱：EA=-x kJ/ mole (negative sign)
    2. 電子親和力趨勢
      1. 週期表越往下，電子親和力越正。
      2. 週期表越往右，電子親和力越負。
    3. 例外:7A族(必背)
      1. Cl>F>Br>I
      2. 因為F之半徑太小，負電荷密度大，電子間斥力很強，致形成反常現象。
    4. 補充
      1. 根據最新IUPAC定義，電子親和力為從一具有單一負電荷的氣態離子移去一個電子所需的能量。
      2. 但是，如果是用一些比較舊的教科書，定義還是使用舊式的(也就是第一點)，所以這個可能要跟老師做確認，看學的是新式還是舊式的。(PS:像我自己大學的學校用書就是採用舊式的，教授也教舊式的QQ)

      3. IUPAC Gold Book原文Energy required to detach an electron from the singly charged negative ion.

  3. Atomic Radius原子半徑
    1. 週期表越往右，原子半徑越小。
    2. 週期表越往下，原子半徑越大。