原子:亚原子粒子与电子排布

每个原子都有三种粒子

• 质子——带正电(+1),位于原子核内,质量 ≈ 1 amu。质子数决定元素种类。
• 中子——不带电,位于原子核内,质量 ≈ 1 amu(略比质子重)。维持原子核稳定。
• 电子——带负电(−1),分布在核外区域,质量 ≈ 1/1836 amu(可忽略不计)。

关键量:

• 原子序数(Z)= 质子数,决定元素身份。
• 质量数(A)= 质子 + 中子,即"重量"标签。
• 中子数= A − Z。
• 原子电荷= 质子 − 电子。中性原子二者相等;离子则不等。

同位素——同一元素,质量不同

同一元素但中子数不同(因而质量数不同)的原子称为同位素。碳-12、碳-13、碳-14 都有 6 个质子,但中子数分别为 6、7、8。它们仍然全都是碳。

周期表上给出的原子质量(例如氯 ≈ 35.45)是元素自然同位素分布的加权平均。计算公式:

平均质量 = Σ(同位素质量 × 分数丰度)

以氯为例:(34.97 × 0.7577) + (36.97 × 0.2423) = 35.45 amu ✓。

原子理论简史

• 道尔顿(1808):原子不可分,同一元素的原子相同,按固定比例结合。
• 汤姆孙(1897):通过阴极射线发现电子——原子具有内部结构。
• 卢瑟福(1911):金箔实验——原子绝大部分是空的,存在一个密而带正电的小原子核。
• 玻尔(1913):电子占据固定的量子化能级;能级之间跃迁发出或吸收光子。
• 薛定谔(1926):量子力学模型——电子占据的是三维概率区域(轨道),而不是固定轨道。
• 查德威克(1932):发现中子。

电子排布——"地址系统"

电子按三条规则填入轨道:

• 构造原理(Aufbau)——先填入能量最低的能级。顺序:1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d。
• 泡利不相容原理——同一原子中不能有两个电子具有相同的四个量子数。实际上:每条轨道最多容纳 2 个电子,自旋相反。
• 洪特规则——能量相同的轨道(例如三条 p 轨道),先各自填入一个电子(自旋平行),再考虑成对。

各亚层容量:

• s:2 个电子(1 条轨道)
• p:6 个电子(3 条轨道)
• d:10 个电子(5 条轨道)
• f:14 个电子(7 条轨道)

例——硫(Z = 16):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

合计:2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16 ✓。硫有 6 个价电子(3s² + 3p⁴),这解释了为何它在 H₂S 等化合物中形成 2 个键,并常常获得 2 个电子成为 S²⁻。

离子由得失电子形成

金属倾向于失去电子(形成阳离子:Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺)。非金属倾向于获得电子(形成阴离子:F⁻、O²⁻、N³⁻)。驱动力通常是达到稀有气体电子构型——价层填满。

注意:形成离子并不改变质子或中子数——只改变电子数。阳离子比原子小;阴离子比原子大。

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用 CBE 风格的练习题继续训练

• 电子排布练习(Aufbau、洪特、泡利)
• 同位素质量和中子数计算