科学家在发现/合成新元素时遇到了哪些困难？
2019-03-13 先来谈谈周期表的创造史。在十八世纪时，人们仅知道氢、铁、铜等少数元素，到了十九世纪初，也只多发现数十个元素。一开始，根本没有人认为这些元素会因为某些特别因素而可以有条理地集合在一起。但不可思议地，周期表就这么孕育出来了，其间蕴含了无数科学家的努力。1829 年德国化学家 Johann Döbereiner 是第一个认真考虑元素之间关系的人。他将元素分成三个一组，这些三个一组的元素的物理及化学性质近似，但他们有一个最重要的特征：居中者的原子量是两边元素的原子量平均。例如，钙、锶、钡，即是所谓的“三耦律” （Law of Triads）。 1850-1865 年间，陆续发现许多新元素，对原子量的测定亦有更新且精确的方法。因此，科学家开始质疑这些元素间是否有某种程度的规律性。首先提出整体模式的是法国地质学家 Béguyer de Chancourtois 在 1862 年企图以螺旋方式将二十四个元素排列在圆筒上。1864 年，英国化学家 John Newlands 发现若将元素依原子量增加的顺序排列时，每 8 个元素后就会出现性质相似的元素，像音阶的八音律一样，应用于化学上称之为“八元律”（Law of Octaves）。1864 年德国化学家 Julius Lothar Meyer 发现，一元素与另一元素形成化合物的容易度，会随着原子量呈现周期性的变化。 1869 年俄国的化学家 Demitri Mendeleev，他一直寻求能将 61 个化学元素统一起来的化学关系。在找寻的同时，Mendeleev 也因而推断应该有很多元素尚未发现，所以周期律中应该有很多空格等待新元素的到来，而不勉强在现今就将其完成。Mendeleev 认为原子量是元素唯一的基本特性，于是按照原子量递增的顺序来排列元素（水平的列），必要时留下空格以符合相同性质的元素列于同一行（垂直的行，即为现今周期表中的“族”）的原则。在排列的过程中，他还努力进行顺序的修正，也因此他的另一贡献在于没有被当时几个错误原子量所误导，坚持同性质的元素应列在同一直行的原则，成功地将元素分配到适当的家族中。虽然 Mendeleev 所制出的周期表与我们现今通行的周期表有点不同，不过这却是当时首次有组织的尝试，故他被公认为周期表的创始者。多年来，经由科学家不断地提出修正及发现新的元素，而呈现出现今你我所知道的周期表。 接着，我们来看看周期表的结构。周期表共分为七个周期（横列），每一周期的最后一个元素都是属于惰性气体或称为钝气，其化性十分稳定。第一周期只有氢和氦 2 个元素，第二和第三周期各有 8 个元素，第四和第五周期各有 18 个元素，第六周期则有 32 个元素，第七周期目前只有23个元素（完成的话，应有 32 个元素，至原子序 118，且应填在氡的下面），称为未完成周期。 周期表中同一直行的元素称为“族”，每族的名称是用罗马数字再加上 A 或 B 表示。惟目前国际纯化学暨应用化学联盟（IUPAC）建议舍弃旧有 A、B 的用法，重新定义。周期表由左至右的直行由 1 开始至 18 结束。各族元素大概区分为四类： 1). 典型元素（ⅠA 族至 ⅦA 族）： 周期表中最左边的 ⅠA 族是最活泼的金属元素，称为碱金属 （氢除外）。活性次于 ⅠA 族的金属元素是 ⅡA 族，称为碱土金属。ⅦA 族则是最活泼的非金属，称为卤素。ⅥA 族除了钋之外，都是非金属，其活性仅次于卤素，此族又可称为硫素。 2). 惰性气体（ⅧA 族）：这一族元素很少形成化合物，其中氦、氖和氩不形成任何化合物，在自然界中都是以单原子的形式存在。 3). 过渡金属（B 族）：包含了四列过渡金属，一般性质几乎是硬、强、熔点高、易导热、导电、会和另一或其他金属元素形成合金。 4). 内过渡金属：隐藏在镧（＃57）和铪（＃72）之间的 14 种金属元素称为镧系元素，而位于锕（＃89）和鑪（＃104）之间的 14 种金属元素称之为锕系元素，又可称为稀土金属。通常将其从主表中提出，另列于主表下方。原子序大于 92（铀）以后的元素称为超铀元素，均具有放射性。  第三段我们来谈谈周期表规律性的依据。我们可以说周期表所展现出来的即是这些化学元素如何依循一定的法则结合成各个家族，并遵循一定的典章制度，展现它们的行为模式。而决定这些典章制度的，就是原子以及构成原子的电子和原子核。下面很快地浏览原子模型的发展史： 1). 1805 年 John Dalton 提出原子论，当大家都几乎接受这一说法时，却在十九世纪末二十世纪初，由于一系列很重要的发现，例如 1879 年阴极射线 （后来证明为电子）、1886 年阳极射线（后来证明为质子）、1897 年电子荷质比及 1909 年电子电荷等，把 Dalton 的原子不能破坏的概念完全推翻。也由于实验工具及技术的进步，展开了化学及物理学家对有关次原子粒子与微观物理学的研究，希望了解及描述原子的结构。例如： 2). 1897 年，J.J. Thomson 以实验证明电子具有一单位的负电荷，且普遍存在于所有元素的原子中，然而已知原子为电中性，因此，提出原子中含有带正电的粒子以抵销掉负电荷的假设。他认为，正电荷均匀地充满整个原子中，就像布丁一样，而负电荷就像葡萄干散布在其中。 3). 1911 年 Ernest Rutherford 根据以 α 粒子撞击金箔的实验结果，提出原子核的概念，并推翻汤木生的原子模型。他指出，原子具有体积小、密度大的核心，称为原子核，原子核占有原子大部分的质量且带正电荷，而核外则是电子依各自固定的轨道像行星般环绕着原子核。 4). Rutherford 行星原子模型中的原子核理论已被科学家所接受，但其行星式的原子模型却违反了古典物理的原理。当时的古典物理认为，当一个带电粒子（电子）绕着另一个相异的带电粒子（质子）做圆周运动时，会放出电磁波（一种能量形式），最后将因逐渐失去能量而掉入核中，如此原子将毁灭不存在。1913 年丹麦科学家 Niels Henrik David Bohr 提出新的理论来解决此一问题，他认为古典物理不适合像原子这么小的粒子，且原子中电子的能量不能连续改变，即为“量子化”。波耳的氢原子模型假设单一电子以圆形轨道绕着原子核运动，此运动的离心力与原子核和电子间的吸引力相抵销，并假设电子的能量只能限于某一特定值，其值对应于轨道的半径。原子核外围有不同能阶的轨道，以 n（主量子数）表示，n = 1 表示最靠近核，能阶最低，第二能阶为 n = 2，依此类推，电子借由吸收或放出适当的能量（能阶间的能量差值）在能阶间跳跃。 因为波耳的氢原子模型简单明了，近代的科学家在某些情况下，仍喜欢使用它。但近代的原子理论，并非将电子视为简单粒子，电子不是绕着原子核的一定轨道做圆周运动。由于电子的行为远比 Bohr 模型复杂，所以需要更复杂的理论来解释。例如： 5). 针对电子围绕在原子核四周的公转行为，指出不可能同时精确地测量到电子的位置和运动速度，亦即电子的运动速度很快，无法很准确地看到它的位置。1927  年 Werner Heisenberg 提出了“不确定性原理”（uncertainty principle），也等于直接否定了电子的圆周运动模式。 6). 1923 年 Louis de Broglie 提出当微小粒子运动时，同时具有粒子性和波动性，称“质-波二重性”，亦获实验证实。 7).  Erwin Schrödinger 用数学的方法，以一函数来描述电子的行为，而要处理电子的波动性质及位置的不确定性，必须用极复杂的数学方式–波动力学模型。依照此模型，可以得到电子在空间存在的机率分布，根据 Heisenberg 不确定性原理，我们无法很准确地测到它的位置，可以测得的是在原子核外每一点电子出现的概率。在波耳的氢原子模型中，原子在基态时的电子运动半径，就是在波动力学模型里，电子最大出现概率的位置。 第四段来说下周期表的使用。当初原子的量子力学模型是为避开薛丁格复杂的数学计算，另外提出以一组 4 个量子数（n、l、m、s）的观念来描述电子的行为（其中 3 个量子数 n、l、m 用来描述一个轨域）。现代的原子构造：n：主量子数，为能阶的编号，代表主层。N 可为 1, 2, 3, 4, ……，n 越大则能量越高。L：角量子数，代表亚层，就同一主层 n 而言，l  值为 0 到 n –1。 L = 0 ─→ s L = 1 ─→ p L = 2 ─→ d L = 3 ─→ f 其中，s, p, d, f 为轨域名，同一主层内亚层电子的能量高低次序为 s > p > d > f。m：磁量子数，代表亚层的轨域组成，亚层是由一个或一个以上的轨域所组成，对同一亚层 l 而言，m 的值为 -l 到 l。 s 亚层：1 个轨域组成（m = 0）、p 亚层：3 个轨域组成（m = -1, 0, 1）、d 亚层：5 个轨域组成（m = -2, -1, 0, 1, 2）、f 亚层：7 个轨域组成（m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3）。 s：自旋量子数，决定电子自旋的方向， s = +\frac{1}{2} 时为顺时针， s = -\frac{1}{2}  时则为逆时针。 周期表展现了元素本质（电子组态），因此可借由周期表得知很多讯息，一直以来，我们不断地说周期表很重要，但到底那里重要？ 1). 元素分类：以表中阶梯形状的虚线将元素区分为左边–金属、右边–非金属、分界中间的元素性质介于金属和非金属之间，称为类金属或两性元素。同族元素间具有相似的化学性质，所以知道同族中某元素的性质，可推测同族其他元素的性质及其变化。例如得知两化合物分别为 NaCl 及 MgCl2，则可推测同族其他元素与 Cl 结合的化学式为：K（与 Na 同族）与 Cl 结合形成 KCl，Ca（与 Mg 同族）与 Cl 结合会形成 CaCl2。 2). 周期表将元素做有系统的排列，便于了解及记忆。例如知道唯一的液态非金属元素溴（Br）位于 ⅦA 族第 3 个元素，就可得知下列几个基本讯息，原子序为 2 + 8 + 8 + 17 = 35，即拥有质子 35 个及电子 35 个，而其电子组态为 [Ar]4s^24p^5 （ⅦA 族元素的价电子为 ns^2np^5 ）。 3). 共价半径的变化：共价半径定义为两个相同原子以单键连结，其核间距离的一半。一般来说，同一周期由左而右，共价半径渐减，同族元素由上而下共价半径渐增。半径的改变归因于在同一周期内，原子序增加时则核电荷数增加，造成核与电子间的静电荷吸引力增加，因而半径递减。而同族元素则因电子层的数目由上而下增加（n 变大），故共价半径渐增（注：电子层的数目增加，外围电子距离原子核愈远，足以抵销较多核电的效应，因此造成由上而下共价半径渐增）。 5). 通常金属的价电子数少于 4，所以易失去电子形成与前一周期的钝气相同的八隅体组态的阳离子。例如周期表 ⅠA 族元素的电子组态比其前一周期的钝气，多出了 1 个 s 轨域上的电子，所以很容易失去一个电子，而生成带一单位正电荷的阳离子（例如 Na^＋ ， K^＋ 等）。依此类推，ⅡA 族元素多了 2 个 s 轨域上的电子，则易失去 2 个电子，而形成带二单位正电荷的阳离子（例如 Ca^{＋2} ， Mg^{＋2} 等）。非金属的价电子数通常大于 4，故易获得电子而形成与同一周期的钝气相同的八隅体组态的阴离子。例如周期表 ⅦA 族元素的电子组态为 ns^2np^5 ，比同周期的钝气（ ns^2np^6 ），少了一个电子，所以倾向于获得一个电子，而生成带一单位负电荷的阴离子（例如F－，Cl－等）。 6). 游离能大小的比较：将一原子外的电子游离至无穷远处（脱离原子核的束缚）所需的能量，称为游离能。其中将最外层第一个电子移去所需的能量称为“第一游离能”，而移去第 2 个电子所需的能量则称为“第二游离能”，以此类推。 6a.  一般倾向：表示在周期表上，游离能由左向右愈来愈大，由上向下愈来愈小。 6b.  对同周期的元素而言，当原子序增加（电子数增加）时，最外层电子与原子核的距离略为变小，而且核内正电荷数增加，使得静电效应增加，导致电子要脱离原子核的束缚更加困难，故造成游离能上升。 6c.  对同族的元素而言，最外层的电子组态相同，但n值愈高表示电子离核愈远，所以核对电子的吸引力小，造成游离能下降。 6d.  根据上述游离能的倾向判断，最容易失去电子、游离能最小、活性愈大、金属化性最活泼的元素应为 Cs 及 Fr（含量很少，为具有高度放射性的元素）。 7). 电子亲和力：将一个电子加至原子中以形成阴离子的能量变化，称为电子亲和力。电子亲和力为负值表示放热，放热愈多，代表对电子的吸引力愈大，往往较活泼。通常非金属元素的电子亲和力均比金属元素大。 8). 周期表中左边的元素形成阴离子的倾向很小，在同一周期中，元素形成阴离子的倾向由左往右增加。因此，对同一周期的元素而言，由左往右电子亲和力的负值变得更大。但是其中的 ⅡA、ⅤA 和 ⅧA 族元素例外，乃因这些族的元素分别具有填满的 ns 副层（ⅡA）、半填满的 np 副层（ⅤA）和皆填满的所有副层（ⅧA）。完全填满或半填满的副层是相当稳定的电子组态，故形成阴离子的倾向，在同一周期中应以 ⅦA 元素最明显。 周期表是由一百多种元素组合成的一个大家庭，为何元素的性质与原子量出现周期关系？是的，电子组态便是答案。当我们知道，电子组态可以来解释元素的各项性质时，我们似乎对元素性质的了解豁然开朗。然而另外一方面，过去周期表给我们那种神秘的美感顿时消失，因为电子组态看来也是一个数量而已，它们是分布在不同轨域的电子数，而原子量就是原子核的中子和质子所组成而已，最后，我们看到就是数量和数量的关系，而不再是我们所认为的质量和数量所产生的关系，不再令人有一种神秘传奇的魅力。