物质的组成与结构

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世界是由物质(Material)组成的,物质分为混合物与纯净物。

混合物(Mixture)是指可以通过物理方法分离成两种或更多种物质的东西。这又分为两类:一是均匀的(Homogeneous),任何样品在性质上都是以致的;如盐水、空气。二是非均匀(Heterogeneous)混合物,可以用物理方法分成性质各异的部分;如糖和盐的混合物。

一种物质是(Substance)指不能由物理方法(如改变状态、溶解、蒸馏)分离成其它种类的东西;如纯净水、食盐都是物质。物质是由一种或多种元素组成的。元素是指不能通过化学变化(反应)而分解成为更简单物质的东西。

两种或更多种的元素组成的物质就叫化合物(Compound)。Joseph Louis Proust1754-1826)证明了固定比例定律:任何一种化合物,所含各种元素的质量之比是固定不变的。

 

Dalton的原子理论有四个假设:

一切物质都是由不可分的原子组成的;每种原子具有相同的性质。

一个元素只包含一种原子。

一种化合物是由两种或以上的元素按固定比例组合而成。

一个化学反应式指参加反应的物质中的原子的重新排列;原子不被创造,不被消灭,也不会分裂成更小的粒子。

 

从第四条可以推出质量守恒定律。Dalton还推出了”多重比例定律“:如果两种元素形成多种化和物,那么,当其中以种元素的量给定时(比如都是1克),另一种元素在两种不同化合物中的量之比是一个小的整数。这很容易从原子由整数个粒子(电子、质子、中子)组成而得出。

 

Dalton的理论不能算出每个原子的质量,但是可以算出相对原子量。比如,1克的氢与7.9367克的氧发生反应而生成水;如果我们知道一个水分子是由两个氢原子和一个氧原子组成,那么,氧原子与氢原子的质量之比就是2×7.9367 = 15.8734. Dalton用的就是以氢原子为基准的相对原子量。从1961年起,改为了以碳-12的十二分之一为基准(这称为一个原子量单位,amu)的计量办法,其绝对质量为1.66×10^(-27)千克。

 

1897年,英国物理学家Thomson进行了一系列的实验,证明了原子不是不可分的。他的阴极射线管实验证明了,阴极射线是一束带负电的粒子,这些粒子被称为电子。他可以算出电子的质量与其带电量的比值。1909年,美国物理学家Robert Millikan通过创造性的实验,算出了一个电子的带电量为e = 1.602×10^(-19)库伦(Coulomb);因此,一个电子的质量是9.109×10^-31)千克:这是最轻的氢原子的质量的一千八百分之一。因此,电子是亚原子微粒。

1911年,英国物理学家Rutherford通过Alpha粒子的散射实验,发现了原子核。它集中了原子质量的99.95%以上,带正电,电量是一个正电子的整数倍;这个整数,就叫做原子数,,也是质子的个数。质子是由Alpha粒子撞击氮原子核时,从氮核中分离出来的粒子;它带一个单位的正电e,质量是一个电子的1800倍以上。

1932年,英国物理学家James ChadwickAlpha粒子撞击铍(Beryllium)原子核时,从铍原子核撞出了中子。一个中子的质量与一个质子相当,但是不带电。一个原子的质子数与中子数之和,称为原子的质量数。

具有相同原子数,而有不同中子数(因而不同的质量数)的原子。称为同位素(Isotopes)。自然界中的氧,其实是一些同位素的混合:O-1699.759% O-170.037% O-18 0.204%。这些百分数就是各同位素的丰度(Fractional Abundance),由此可算出原子的(平均)重量。

但是,Rutherford的原子模型不能解释原子的稳定性:如果电子绕原子核运转,那么由于电磁辐射,它会不断地失去能量,从而跌入原子核内;可实际并非如此。1913年,丹麦物理学家Niels Bohr(当时与Rutherford在一起工作),结合EiPlanc的量子理论,提出了原子的量子模型:

原子中的一个电子只能具有特定的能量值。这些值称为能量级。Bohr推出了氢原子核的各级能量公式: E= -RH/n^2 RH= 2.180×10^(-18) 焦耳(Rydberg常数), n = 1, 2, 3, …,称为量子数。能量值为负是因为原子核和电子分离时的能量为零,而当它们结合成为稳定的原子时,能量被释放。

当一个电子从一个较高的能量级(较大的n值)转移到一个较低的能量级时,电子失去能量;这失去的能量作为光量子被释放。反之,一个电子要达到更高的能量级,必须获得能量;一种方法是通过两个氢原子的碰撞,一个原子的动能就被另一个原子获得。

这个模型不仅解释了电子的释放(光电效应),也解释了光的吸收。当红光照射一个氢原子时,光量子被吸收;从而电子的能量级上升。Bohr的理论成功地解释了氢原子的光谱,对其它原子也适用,但是各能量级不能用以个简单的公式表出。

解释电子的分布要用到量子力学。确定电子在某处的概率需要三个参数:

 

主量子数n:确定电子的能量主要依赖于于这个参数。对于氢原子和氦原子,仅有n就可确定其能量级,但对于其它原子,还需要一个次级数l:

角度冲量量子数l:对于给定的n,电子轨道有不同的形状,次级数lSubshell)就用来确定原子的轨道(Orbitals)形状。其取值范为是从零到n-1的整数。字母表示依次为s (sharp, l = 0), p (principal, l = 1), d (diffuse, l = 2), f (fundamental, l = 3), 等。s轨道为球形,p轨道形状为一条直线上的两个Lobes,原子核在中间,三个p轨道分别沿XYZ轴方向;共有5d轨道,4个轨道含有4Lobes,分别在XY平面、YZ平面、XZ平面及X=YZ方向的平面,第5个是Z方向的两个Lobes加以个圆环。

 

磁性量子数ml 对给定的能级n和形状l, 电子在空间中还有不同的方向,这由ml的值来确定,其取值范围是从-l l,共有2l + 1 个取值。

当这三个参数确定后,电子的轨道(概率函数)就确定了;称之为电子占有该轨道。

 

1921年,德国物理学家OttoSternWalther Gerlach做了一个实验,把银原子束导入一个磁场,发现一半的原子偏向N极,另一半偏向S极。他们推断,原子本身就是一个条形磁铁,这是因为电子表现得像一个旋转的充电球,从而产生了磁场。电子的旋转只有两个方向,分别用旋转量子数ms = 1/2 ms = -1/2来标识。

有了这四个量子数,一个电子的信息就确定了。Pauli的排它原则指出,不可能有两个电子,具有完全相同的四个量子数。由于只有两个旋转量子数值,因此一个轨道不能容纳多于两个电子。

这样,一个原子的电子式就确定了:按n的值的次序(从1到大),一次列出各Subshell符号, 并用上标表明该Subshell的电子数。对于给定的l值,其轨道数为2l + 1, 最大电子数为2(2l + 1)

要表明旋转方向,可以用轨道图:用圆圈表示一个轨道, 圆圈下面标明主、次能量级,圆圈内则用箭头标明旋转方向:ms = 1/2 时箭头向上, ms = -1/2时箭头向下。

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