原子结构与固体中的键结.PPT

2.1 緒論 2.2 基本概念　 2.3 原子中的電子　 2.4 週期表　 學習目標 舉出內文所提及的兩種原子模型，並指出兩者間不同之處。 描述與電子能階有關之重要的量子力學原理。 (a) 概略描繪兩原子或離子間之吸引、排斥及淨位能與原子間距離的關係圖。(b) 在圖上標示出平衡距離與鍵結能。 (a) 簡短描述離子鍵、共價鍵、金屬鍵、氫鍵及凡得瓦爾鍵。(b) 說明哪些材料可以分別表現上述的某一種鍵結型態。 2.1 緒論 固態材料的某些重要性質，經常取決於其原子之幾何排列方式及原子或分子間之交互作用。 複習原子結構、電子組態、週期表以及將原子聚集在一起形成固體的各式主要鍵結與次要鍵結等。 2.2 基本概念 質子和電子都帶有 1.60 × 10－19 庫侖的電荷量，其中電子帶負電，質子帶正電；中子則呈電中性，亦即不帶電。 每一個化學元素都可以用其原子核中的質子數目，亦即原子序（atomic number，Z）來描述。 任何一個特定原子的原子質量（atomic mass，A）可由其原子核內質子和中子的質量總和來表示。 2.3 原子中的電子 原子模型 Atomic Models 近代物理學，即量子力學（quantum mechanics）。 最早發展的量子力學為波爾原子模型（Bohr atomic model）（圖2.1） 不同電子能階均具有特定的能量，且這些能階呈不連續狀態。圖2.2 所示為波爾氫原子模型的能階。 波動力學模型（wave-mechanical model）中，提出原子內的電子同時具有波與質點兩種特性之觀點。 圖2.3 比較了氫原子的波爾模型與波動力學模型之電子分布情形。 圖2-1 圖2-2 圖2-3 量子數 Quantum Numbers 多電子原子中每個電子的運動特性，乃是以四個量子數（quantum number）定義之，其中包含表示電子軌域大小的主量子數（principal quantum number）n、表示軌域形狀的角量子數 l、表示軌域方向的磁量子數 ml，以及說明每個電子自旋方向的旋量子數 ms 主層由主量子數 n 來指定，n＝1、2、3、4、5‥‥‥ ；或者也可以用大寫字母K、L、M、N、O ‥‥‥等，依序表示主層的名稱（即K＝1，L＝2 ‥‥‥ ）。 主量子數主要是表示電子運動時軌域的大小，n 值愈大，表示電子的運動離核愈遠。 第二個量子數為角量子數 l，又稱為副層，表示電子繞原子核運動時的軌域形狀，以小寫字母 s、p、d、f ‥‥‥等來標示。 每一個副層中的能量狀態數目，我們以第三個量子數，即磁量子數 ml 來決定。例如，對 s 軌域而言，只有單一能量狀態，但對其他的副層軌域形狀如 p、d 及 f 而言，則分別可擁有 3、5 及 7 種能量狀態存在（表 2.1）。 第四個量子數為旋量子數 ms，說明每一個電子的自旋方向。前述之每一能量狀態可以允許兩個具不同旋轉方向，亦即不同旋量子數之電子填入。這兩個旋量子數的允許值分別為＋1/2 及－1/2。 圖 2.4 有一些特點值得注意： 1.主量子數愈小，其能階愈低。 2.在相同的主能階中，副層的能階又隨著角量子數 l 的增加而增大。 表 2.1 在某些電子主層及副層中可利用的電子狀態數目 圖2-4 電子組態 Electron Configurations 庖立不相容原理（Pauli exclusion principle）。這個規則說明每個電子軌域僅能允許兩個自旋方向不同的電子填入。因此，在 s、p、d 及 f 副層中，相對能容納的電子總數分別為 2、6、10 及 14。 一些常見的元素其電子組態列於表2.2中。 表 2.2 一些常見元素之預期電子組態一覽表 2.4 週期表 在週期表（periodic table）（圖 2.6）中所有的元素是依其電子組態來分類。在表中，依原子序增加而橫向排列的七列元素，我們稱之為週期。 圖 2.7 顯示週期表中各元素陰電性的值，通常週期表內元素的陰電性值是由左至右遞增，由上至下漸減。 圖2.6 圖2.7 2.5 鍵結力與鍵結能 存在兩原子間之吸引力 FA 取決於兩原子間的特定鍵結形式，其大小會隨著兩原子間之距離而變化，當兩原子愈靠近時，此吸引力也跟著增加，如圖 2.8a 所示。 圖2.8b則為表示兩原子間之吸引能、排斥能和淨位能三者隨兩原子間之距離變化的函數圖。 淨位能 E0，相當於該兩個原子的鍵結能（bonding energy），其也代表若欲將此兩原子分開到無窮遠時所需的能量。 材料的機械勁度（或彈性模數）會由作用力-原子間距離曲線圖 之曲線決定。 勁度相對較大的材料，其在曲線圖上 r = r0 處會呈現比可撓性材料更陡峭的斜率。 圖2.8(a) 圖2.8(b) 2.