原子結構：原子由什麼組成

原子是化學元素的最小粒子，能保持其化學性質。它的構造比想像中簡單，只有兩個主要「零件」：

• 原子核 — 原子的中心。裡面住著兩種粒子：帶正電的質子和不帶電的中子。原子核極其微小，大約比整個原子小 100,000 倍，但卻集中了超過 99.9% 的質量。
• 電子殼層 — 原子其餘的空間，輕盈且帶負電的電子在其中圍繞原子核運動。

如果將原子放大到體育場大小，原子核就像球場中央的一顆豌豆，其餘空間則被「幾乎空無一物」的電子殼層所佔據。

宇宙中所有的原子都是由這三種粒子組成的，差別僅在於數量。比較這些粒子時，可以從電荷、質量和「居住地」三個特徵來看。

質子和中子的質量幾乎相同，約為 1 amu（原子質量單位）。電子的質量則輕約 1836 倍，因此在計算時通常忽略不計。質子和電子的電荷大小相等、符號相反：只要原子中質子數等於電子數，原子就是電中性的。

任何原子的組成都可以用兩個數字來描述：

• 原子序 Z — 原子核內的質子數量。這就是元素在週期表中的順序：第 1 號是氫（1 個質子），第 8 號是氧（8 個質子），第 79 號是金（79 個質子）。因此，在原子的行星模型中，原子核內的質子數等於電子數：原子是電中性的，每個質子對應一個電子。
• 質量數 A — 原子核內的粒子總數：\(A = Z + N\)，其中 N 是中子數。由此得出學校習題中最常用的公式：\(N = A - Z\)。

原子的組成表示法為：\(^{A}_{Z}\text{X}\)。例如，\(^{35}_{17}\text{Cl}\) 代表氯，它有 17 個質子，中子數為 35 − 17 = 18。下方的速查指南提供了完整的計算步驟。

電子並非隨意在原子核周圍飛行：它們排列在能階（殼層）上。距離原子核越遠的能階，容納的電子越多，最大容量依公式 \(2n^2\) 計算：

• 第 1 層 — 最多 2 個電子；
• 第 2 層 — 最多 8 個；
• 第 3 層 — 最多 18 個；
• 第 4 層 — 最多 32 個。

能階由內而外依序填滿。例如，氧 (Z = 8) 的電子分佈為 2, 6；鈉 (Z = 11) 為 2, 8, 1；氯 (Z = 17) 為 2, 8, 7。最外層的電子稱為價電子 — 正是它們參與化學反應並決定元素的性質。

能階的數量也可以從週期表看出：它等於元素所在的週期數。在高年級課程中，能階會進一步細分為 s, p, d, f 軌域，並寫出電子組態 — 例如，氧的組態為 1s²2s²2p⁴。

元素的質子數不能改變：在原子核中增加一個質子，就會變成另一種元素。但中子數可以不同。同位素是指具有相同 Z（質子數）但中子數不同，因此質量數 A 也不同的同一元素的原子。

經典例子是氫的三種同位素：氕 \(^{1}_{1}\text{H}\)（無中子）、氘 \(^{2}_{1}\text{H}\)（1 個中子）和氚 \(^{3}_{1}\text{H}\)（2 個中子）。在化學性質上，同位素幾乎無法區分：因為化學反應主要由電子決定，而同位素的電子數相同。

正是因為同位素的存在，週期表上的原子量才會是小數：這是該元素所有天然同位素的加權平均值。例如氯的原子量為 35.45，是因為天然氯是由氯-35 和氯-37 的混合物組成。

「原子」(atom) 一詞源自希臘語 atomos，意為「不可分割」：德謨克利特曾如此想像，19 世紀初道爾頓以此建立第一套科學原子論。但 19 世紀末至 20 世紀初的發現顯示：原子具有內部結構。

• 1897 — 湯姆森模型（葡萄乾布丁模型）。 湯姆森發現電子，並假設電子嵌入帶正電的「介質」中，就像葡萄乾嵌入布丁一樣。
• 1911 — 拉塞福行星模型。 拉塞福利用 α 粒子轟擊金箔，發現幾乎所有質量和正電荷都集中在微小的原子核中，而電子像行星繞太陽般繞著核運動。
• 1913 — 波耳模型。 波耳修正了模型：電子並非在任何軌道上運動，而是在具有固定能量的特定軌道上運動 — 這就是能階的由來。
• 1920 年代 — 量子力學模型。 現代物理學將電子描述為電子雲，而非軌道上的小球 — 這是一個電子以一定機率出現的空間區域。

學校化學課程至今仍使用帶有能階的行星模型（如上圖）：對於計算粒子數和分配電子來說，其精確度已經足夠。