原子与元素¶

原子结构概述¶

结构模型历史¶

波尔的原子结构模型：

1. 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量。

2. 在不同轨道上运动的电子具有不同的能量（\(E\)），而且能量值是不连续的，这称为能量“量子化”。轨道能量依 \(n\) 值（\(1,2,3,\dots\)）的增大而升高，\(n\) 称为量子数。对氢原子而言，电子处在 \(n=1\) 的轨道时能量最低，这种状态称为基态；能量高于基态能量的状态，称为激发态。

3. 只有当电子从一个轨道（能量为 \(E_i\)）跃迁到另一个轨道（能量为 \(E_j\)）时，才会辐射或吸收能量。当辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录时，就形成了光谱。

4. 玻尔原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实，阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，指出了电子所处的轨道的能量是量子化的。但是其局限性在于，复杂的光谱现象无法解释。

后面我们会详细讲解。

结构的数量关系¶

原子分为原子核与核外电子，原子核分为质子和中子。

其中，核外电子带负电，中子带正电，原子不带电（电中性），因此：

对于元素 \(_Z^A\ce{X}\) 的表示：质量数（\(A\)）\(=\) 质子数（\(Z\)）\(+\) 中子数（\(N\)）。

三素与四个质量¶

同位素的概念就形象的对于了元素周期表中同一位置。

• 元素：质子数相同的一类原子的总称。

• 核素：质子数相同，中子数相同的一类原子的总称。

• 同位素：质子数相同、中子数不同的一类原子的总称。

常见的核素：

• 氢元素：

  名称	符号	俗称	对于的水
  氕	\(\ce{_1^1H}\)（\(\ce{H}\)）	氢	水
  氘	\(\ce{_1^2H}\)（\(\ce{D}\)）	重氢	重水
  氚	\(\ce{_1^3H}\)（\(\ce{T}\)）	超重氢	超重水

• 碳元素：

  \[ \ce{^12C}\quad\ce{^13C}\quad\boxed{\ce{^14C}} \]

  其中「碳-14」常用于考古断代。

• 铀元素：

  \[ \ce{^234U}\quad\boxed{\ce{^235U}}\quad\ce{^238U} \]

  其中「铀-235」常用于核反应堆的原料。

四个质量：

• 原子的相对原子质量：与 \(\ce{^12C}\) 质量的 \(1/12\) 比较。

• 原子的近似原子质量：质量数 \(A\)。

• 元素的相对原子质量：与 \(\ce{^12C}\) 质量的 \(1/12\) 比较。

• 元素的近似原子质量：丰度与平均摩尔质量。

  \[ M=\sum M_i a_i\% \]

  其中 \(a_i\%\) 表示该元素第 \(i\) 中同位素的丰度。

  以氯元素为例：

  	相对原子质量	丰度
  \(\ce{^35Cl}\)	\(34.97\)	\(75.77\%\)
  \(\ce{^37Cl}\)	\(36.97\)	\(24.23\%\)

  计算得出 \(\ce{Cl}\) 的相对（近似）原子质量为 \(35.5\)。

• 十字交叉法求丰度：

  

原子结构模型¶

原子轨道¶

• 核外电子按能量不同分成能层，电子的能层从核由内向外排序。

• 能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为 \(E(K)<E(L)<\dots<E(Q)\)。

• 记忆方法，起于国王终于皇后（from K king to Q queen）。

• 任意能层的等级从 s 级开始，每一能层的能级数等于该能层虚数。

• 即第一能层 1s 一个能级，第二能层 2s, 2p 两个能级，第三能层 3s, 3p, 3d 三个能级，第四能层 4s, 4p, 4d 四个能级。

• 能级的字母符号总是按照 s, p, d, f 排序的，记为开始（s start）于 PDF（便携式文档格式），他们可容纳的最多电子数依次为 \(1,3,5,7\) 的二倍。

• 同一能层不同能级电子能量接近，故电子先分层后分级。

四个量子数，描述电子运动状态：

• 其中，\(n,\ell,m\) 决定原子轨道 \(n^2\) 个（空间运动状态），最大总电子数 \(2n^2\) 个。

• 一个原子核外不可能有两个运动状态完全相等（四个量子数都相等）的电子。

• 一般 \(n,\ell\) 决定能量，\(m,m_s\) 几乎不影响能量，故 \(n,\ell\) 相等成为简并轨道。

基态与激发态¶

• 处于最低能量状态的原子叫做基态，基态原子吸收能量，它的原子灰跃迁到较高能级变为激发态原子。

• 电子从较高的激发态跃迁到较低的激发态，甚至基态（易错：不一定跃迁到基态，有可能跃迁到较低的激发态）时会释放能量。

• 光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式，……都与原子核外电子跃迁释放能量有关。

原子光谱¶

光谱：

• 光谱的定义：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分别记录下来，就得到光谱。

• 连续光谱：若光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则这种光谱为连续光谱，例如阳光的光谱即为连续光谱。

• 线性光谱：若光谱是由具有特定波长、彼此分立的谱线组成，则所得的光谱为线性光谱。

• 原子光谱通常是线性光谱，原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的，电子从一个轨道跃迁到另一个轨道时，辐射或吸收的能量是不连续的，以光的形式表现出来的光的波长是不连续的。

不同元素的电子发生跃迁会释放或吸收不同的光，可以用光谱仪摄取各种原子的「吸收光谱」（从低能量到高能量）或「发生光谱」（从高能量到低能量），总称为原子光谱。

如右图，

• 电子从能量较高的轨道跃迁到 \(n=1\) 的轨道所形成的谱线在紫外光区。
• 电子从能量较高的轨道跃迁到 \(n=2\) 的轨道所形成的谱线在可见光区，可见光区的四条谱线分别为一条红色的、一条蓝色的和两条紫色的。
• 电子从能量较高的轨道跃迁到 \(n=3\) 的轨道所形成的谱线在红外光区。

在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

焰色反应¶

1. 定义：某些金属元素（游离态或化合态）在灼烧时火焰呈现特殊的颜色。

2. 本质：电子的跃迁与回落，为元素的物理性质。

3. 用途：限制使用、用于鉴别，用铁丝或铂丝，使用稀盐酸洗净。

不同元素的焰色：

不同颜色的常见波长：

电子云模型¶

概率密度：

• 用 \(P\) 表示电子在某处出现的概率，\(V\) 表示该处的体积，则 \(\rho=P/V\) 称为概率密度。

• 意义：点密集的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在此处单位体积内出现的概率小。

电子云：

• 核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，故称为电子云。

• 电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。

• 电子云轮廓图是表示电子云轮廓的形状，以对核外电子的空间状态有一个形象化的简便描述。

不同能级的电子云轮廓：

• 任意能层 s 能级的电子云轮廓是球形，只有一种空间延伸方向，故只有一个原子轨道。

• 任意能层 p 能级的电子云轮廓是哑铃形（纺锤形），有三种空间延伸方向，称为 \(\mathrm{p}_x,\mathrm{p}_y,\mathrm{p}_z\)，故有三个原子轨道。

• 当有磁场时，同能级上电子能量不同，说明电子云在合外空间伸展方向不同。

屏蔽和钻穿：

• 屏蔽效应：多电子原子中核电荷对某一电子的吸引作用，部分地被其他电子对该电子的排斥作用相抵消的效应。

• 钻穿效应：多电子原子中每个电子为避开其他电子的屏蔽，其电子云钻到进核区而感受到更大核电荷作用的效应。

屏蔽效应和钻穿效应强调的重点不同：

• 屏蔽效应强调客观事实，也就是说一个电子因为其他电子的客观存在，它状态发生了改变。

• 钻穿效应强调主观能动性，也就是说一个电子通过一定手段阻止这种改变的发生。

波尔原子结构¶

构造原理¶

根据光谱学事实，人们理想化的总结出，从氢开始随着核电荷数的递增，新增电子填入能层、能级的顺序，称为构造原理：核电荷数每增加一，核外电子增加一个，填满一个能级后开始填入下一个能级，根据构造原理可以得到元素周期表中各元素基态原子的电子排布。

构造原理就是告诉我们，随着电荷数递增，电子不总是填满一个能层后，再开始填入下一个能层的（这个对于前 \(20\) 号元素满足）。

• 能量最低原理表示，在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子能量最低。

• 泡利不相容原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，他们的自旋相反。

• 洪特规则：基态原子中填入简并轨道的电子总是先单独分占且自选平行，即先独占后成对，其同余适用于基态离子。

• 洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满（如 \(\rm d^{10}\)）、半充满（如 \(\rm d^5\)）和全空（如 \(\rm d^0\)）状态时，体系的能量较低，反常稳定。基态铬原子 \(\za{Cr}{\el3d5\el4s1}\) 和基态铜原子 \(\za{Cu}{\el3d{10}\el4s{1}}\) 的核外电子排布就反映了这种情况。

同时基于光谱学事实，存在能级交错的现象。

能级交错¶

记为：

然而，构造原理是基于光谱学事实的理想化、经验化的，某些过渡元素基态原子电子排布不符合构造原理。

特例问题¶

• 有 \(\za{Cr}{\el 3d5\el 4s1},\za{Mo}{\el 4d5\el 5s1},\za{Cu}{\el 3d{10}\el4s1},\za{Ag}{\el4d{10}\el5s1},\za{Au}{\el5d{10}\el6s1}\) 符合洪特规则特例，\(\za{W}{\el5d4\el6s2}\) 符合洪特规则、不符合洪特规则特例。

• 有铌 \(\za{Nb}{\el 4d4\el5s1}\)、钌 \(\za{Ru}{\el4d7\el5s1}\)、铑 \(\za{Rh}{\el4d8\el5s1}\)、铂 \(\za{Pt}{\el5d9\el6s1}\) 类似洪特规则特例。

• 有钯 \(\za{Pd}{\el4d{10}}\) 没有 \(\rm 5s\) 轨道。

电子排布式¶

• 核外运动的电子还存在一种被称为“自旋”的量子化状态。处于同一原子轨道上的电子自旋状态只能有两种，分别用符号 \(\uparrow\) 和 \(\downarrow\) 表示。

• 电子排布的轨道表示式：

  表示电子排布的一种图示，画出电子的自旋方向，以氧元素为例：

  \[ \begin{array}{ccc} \el1s{}&\el2s{}&\el2p{}\\ \begin{array}{|c|}\hline\uparrow\downarrow\\\hline\end{array}& \begin{array}{|c|}\hline\uparrow\downarrow\\\hline\end{array}& \begin{array}{|c|c|c|}\hline\uparrow\downarrow&\uparrow&\uparrow\\\hline\end{array} \end{array} \]

• 氢原子的电子由 \(n=2\) 的状态跃迁到 \(n=1\) 的状态时得到两条靠得很近的谱线，钠的原子光谱中存在靠得很近的两条黄色谱线，都与电子的自旋有关。这里的“自旋”并不意味着电子像地球那样绕轴“自转”，它的实质仍在探索之中。

四个排布式：

1. （基态原子）核外电子排布式。

2. （基态原子）简化核外电子排布式。

3. 价电子排布式、又称外围电子排布式、又称特征排布式。

4. 轨道表示式，又称电子排布图。

5. 价电子轨道表示式，又称价电子排布图。

价电子：

• 通常只有最外能级组的电子才有可能参与化学反应，最外能级组中那些有可能参与化学反应的电子称为价电子。

• 一般情况下，主族元素原子的价电子只包括最外层电子；过渡元素原子的价电子除最外层电子外，还包括次外层的部分电子，甚至倒数第三层的电子。

• 元素性质与原子的价电子的数目密切相关。为了便于研究元素性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。

• 价电子直接看价电子排布式即可，可以观察元素周期表记忆。

元素周期表¶

周期表的概述¶

元素周期表的历史：

• 1869 年，门捷列夫按照相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，……元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。称为元素周期律、

• 1913 年英国物理学家莫塞莱正面原子序数及原子核外电荷数，元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性变化，这个序列称为元素周期系。

元素周期表的排布：

• 一个能级组最多能容纳的电子数等于对应的周期包含的元素种数。

• 周期与量子数 \(n\)（电子层数）相关。最外层电子所在轨道处于第 \(n\) 电子层时，该原子所属元素通常属于第 \(n\) 周期。

周期表的周期和族¶

• 元素周期表一共有七个周期，其中 \(3\) 个短周期，\(4\) 个长周期。

• 元素周期表一共有 \(18\) 列 \(16\) 个族，其中主族 \(7\) 个，副族 \(7\) 个，第八族和零族。

• 一般来说，第八族不属于副族，但是也可以属于副族。

• 镧系锕系各 \(15\) 个元素，IIIV 共 \(32\) 个元素，过渡元素共 \(68\) 个。

• 碱金属 IA，碱土金属 IIA，IIIA ~ VIA 以第一个元素称族，卤族元素 VIIA。

• 半导体 Ge Si，稀有金属 Sc Y 镧系，国防金属 Mg，耐腐蚀 Ti Mo W Cr，农药 F Al P S。

• 元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系，族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。

• 主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，其价电子全部排布在最外层的 \(n\rm s\) 或 \(n\rm s\)、\(n\rm p\) 轨道上。

• 尽管同族元素原子的电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布基本相同、原子的价电子数目一般相同。

• 第八族的化学性质和物理性质都很接近（镧系收缩）。

周期表的分区¶

最后一个电子排到 \(\mathrm{s,p}\) 能级为主族、排到 \(\rm d\) 的为过渡元素、排到 \(\rm f\) 的为镧系锕系。

根据这些将元素周期表划分为 \(5\) 个区：

• \(\rm s\) 区元素：

  • 主要包括元素周期表中的 IA 族碱金属元素和 IIA 族碱土金属元素。

  • 其原子的价电子分布在 \(\rm s\) 轨道上，价电子排布为 \(\el ns{1\sim2}\)。

  • 这些元素的原子分别容易失去 \(1\) 个或 \(2\) 个电子，形成 \(+1\) 价或 \(+2\) 价阳离子。

  • 除氢外，这些元素都是活泼金属元素。

  • 其原子的价电子都排布在最外电子层上，因此，\(\rm s\) 区元素的原子以最外层电子参与化学反应。

• \(\rm p\) 区元素：

  • 包括元素周期表中 IIIA 族、IVA 族、VA 族、VIA 族、VIIA 族和 \(0\) 族共 \(6\) 族元素。

  • 其原子的价电子排布为 \(\el ns2\el np{1\sim6}\)（氦除外）。

  • 除 \(0\) 族外，随着最外层电子数目的增加，原子越来越难失电子、越来越容易得电子。

  • 其原子的价电子都排布在最外电子层上，因此，\(\rm s\) 区元素的原子以最外层电子参与化学反应。

• \(\rm d\) 区元素：

  • 包括除镧系、锕系外的从 IIIB 族到 VIII 族的元素。

  • 该区元素原子的价电子排布为 \(\el{(n-1)}d{1\sim9}\el ns{1\sim2}\)（钯除外）。

  • 一般来说，最外层有 \(1\sim2\) 个电子，元素原子的核外电子排布的差别主要在 \((n-1)\rm d\) 轨道上。

  • 因为 \(\rm d\) 轨道多数未充满电子，所以 \(d\) 轨道可以不同程度地参与化学键的形成。

  • 参与反应时，优先失去 \(n\rm s\) 能级的电子，再失去 \((n-1)\rm d\) 能级的电子。

• \(\rm ds\) 区元素：

  • 包括 IB 族、IIB 族元素。

  • 其原子的 \((n-1)\rm d\) 轨道为充满电子的轨道，价电子排布为 \(\el{(n-1)}d{10}\el ns{1\sim2}\)。

• \(\rm f\) 区元素：

  • 包括镧系元素和锕系元素。

  • 其原子的价电子排布为 \(\el{(n-2)}f{0\sim14}\el{(n-1)}d{0\sim2}\el ns2\)，电子可填入 \((n-2)\rm f\) 原子轨道。

  • 因为最外层的电子数基本相同，\((n-1)\rm d\) 的电子数也基本相同，所以镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近。

元素周期律¶

元素周期律概述¶

元素周期律，位置、结构、性质，三位一体。

过渡元素因为屏蔽钻穿等，通常不符合这些周期性变化。

化合价变化规律¶

• 最高正价，等于主族序数，等于最外层电子数。

• 最低负价，缺几个达到稳定结构，就是负几价。

• 特殊的，氟没有正价，氧唯一 \(-2\) 价于 \(\ce{OF2}\) 二氟化氧中。

具体的：

• 除 VIII 族、IB 族的某些元素和 \(0\) 族元素外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。

• 一般来说，非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于 \(8\)。

• 稀有气体元素原子的电子层结构是稳定结构，其原子既不易失去电子也不易获得电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为 \(0\)。

• 过渡元素的价电子较多且所在轨道的能量相差不大，因此过渡元素具有多种价态。

• 注意 \(\ce{H-,Li+}\) 电子结构相同的特例。

原子与离子半径¶

原子半径的大小取决于两个相反的因素：能层数、核电荷数。通常能层数越多，半径越大；核电荷数越大，原子半径越小。

• 对于主族元素：同一周期从左到右原子半径减小，同一族从上到下原子半径增大。

• 对于稀有气体：符合范德华半径，与共价半径相比，原子半径反常大。

• 对于过渡元素：因为具有屏蔽和钻穿，通常不具有明显的周期性。

判断原子半径的规则，依次判断：

1. 电子层数。

2. 核电荷数。

3. 核外电子数。

特殊的：

• 同一元素，阳离子半径小于原子半径小于阴离子半径。

• 同一元素，价态越高，半径越小。

• 电子结构相同，价态越高，原子序数越大，简单例子半径越小。

• 电子层数多，不一定半径大，例如 At 与 K 元素。

• 共价半径，由共价分子或共价晶体中原子的核间距计算得出。

• 范德华半径，由分子晶体中共价分子之间的最短距离计算得出。

• 金属半径，由金属晶体中原子之间的最短距离计算得出。

对角线原则：某些主族元素与其右下方的主族元素有些性质是相似的，可以理解为原子半径越相近，性质越相似。

例如 \(\ce{Be,Al}\)，有 \(\ce{Na[Al(OH)4]},\ce{Na2[Be(OH)]4}\)。

金属性与非金属性¶

金属性：

• 反应失电子能力，单质还原性。

• 同主族向下金属性增强，同周期向左金属性增强。

• 金属性最强的元素是钫 Fr，自然界中为铯 Cs（现在认为自然界中也存在钫，但是存在量极少）。

非金属性：

• 反应得电子能力，单质氧化性。

• 同主族向上非金属性增强，同周期向右非金属性增强。

• 非金属性最强的元素是氟 F。

普遍规律：

• 原子半径越大，原子核对电子的控制力越弱，最外层电子越易失去。

• 半导体（类金属、半金属），金属性、非金属性均有且均不强。

第三周期非金属的比较：

简记为：

• 置氢剧烈最高碱。

• 氢化稳定最高酸。

• 单强离弱性相反。

经典碳与硅的非金属性比较：

• 错误比较：碳还原硅。

• 正确比较：碳酸强于硅酸。

补充：

• 在 \(\ce{M(OH)m}\) 中，若 M 为金属则为碱，为非金属则为酸。

• 例如高氯酸可以表示为 \(\ce{Cl(OH)7}\)，脱水后表示为 \(\ce{HClO4}\)。

电离能与电负性¶

电离能：

• 气态基态，失一个电子，变为气态阳离子，所需要的最低能量 \(I\) 为电离能。

• \(\ce{M -> M+}\) 为第一电离能 \(I_1\)，\(\ce{M+ -> M2+}\) 为第二电离能 \(I_2\)，\(\dots\)，\(\ce{M(n-1)+ -> Mn+}\) 为第 \(n\) 电离能 \(I_n\)。

• 破坏大稳定结构（能层）电离能突跃，通常于主要化合价有关。

• 同一周期小稳定结构（洪特规则特例）电离能反常大，例如镁大于铝。

• 通常电离能越小，活动性越强，但不一定一一对应（与环境有关），例如锌大于铜。

电负性：

• 在化合物中，吸引电子能力越强，电负性越大，用符号 \(\chi\) 表示。

• 电负性氟最大，定义为 \(4.0\)，则 \(\chi\) 大于 \(1.8\) 的通常为非金属，小于 \(1.8\) 的通常为金属。

• 在化合物 \(\ce{AB}\) 中，若电负性 \(\ce{B}>\ce{A}\) 则 \(\ce{B}\) 通常显示负价，\(\ce{A}\) 通常显示正价。

• 若化学键电负性差值 \(|\Delta\chi|\) 小于 \(1.7\) 通常为共价键，大于 \(1.7\) 通常为离子键（反例 \(\ce{HF}\) 为 \(1.9\) 的共价键）。

• 常见电负性顺序：\(\ce{F,O,Cl,N,Br,I,S,P,C,H,B}\)，通常 \(\ce{Cl,N}\) 电负性相差不大。

• 与电离能不同，金属元素的电负性通常与其活动性呈正相关。

电子亲和能：

• 反映的是元素的气态原子结合电子的难易程度。

• 电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。

• 元素的气态原子（或离子）获得一个电子所放出的能量称为电子亲和能，单位为 \(\pu{kJ\cdot mol^-1}\)。

• 习惯上规定，体系放出能量时电子亲和能为正，体系吸收能量时电子亲和能为负。

元素的电子亲和能的应用远不如电离能广泛。

• 无论在同一周期中还是在同一族中，元素的电子亲和能没有表现出简单的变化规律。

• 电子亲和能的数据不易测定，准确性较差，来自不同文献的数据往往不同。

推展：衰变¶

以下内容由 Grok3 生成，详细请见百科文档。

衰变概述¶

这是因为某些原子核中的质子和中子数量不平衡，导致不稳定；为了变得更稳定，这些原子核会发生衰变，转变为不同的元素或同位素。

研究表明，放射性衰变是随机过程，但可以通过半衰期等指标量化，半衰期是样品中一半放射性原子衰变所需的时间，每个放射性同位素有独特半衰期，从几分之一秒到数十亿年不等。例如，C-14 的半衰期约为 5730 年，这使其在考古学中用于测定古代有机物的年代。

举例：如果有 \(100\) 个半衰期为 \(10\) 年的放射性物质原子，\(10\) 年后，\(50\) 个原子衰变，剩下 \(50\) 个；再过 \(10\) 年，又有 \(25\) 个衰变，剩下 \(25\) 个，依此类推。

放射性衰变的理解在医学（如影像和治疗）、地质年代测定和核能领域有重要应用。

其中 α 衰变、β 衰变和 γ 衰变是最常见的类型。

除了上述三种，还有其他较少见的衰变类型：

• 电子捕获：原子核中的质子捕获内层电子，转变为中子并发射中微子，原子序数减少 1，这就是中子星的形成过程。

• 自发裂变：重原子核分裂成两个较轻的核，释放大量能量，通常见于非常重的元素，如铀或钚。

α 衰变¶

在 α 衰变中，原子核发射一个 α 粒子，α 粒子本质上是氦原子的核，由 \(2\) 个质子和 \(2\) 个中子组成。

过程由强相互作用和量子隧穿效应主导，常见于原子序数 \(\ge52\) 的重元素（如铀、镭），但铍-8 是个例外。

• 当发生 α 衰变时，原子核失去这两个质子和两个中子，因此原子序数减少 \(2\)，质量数减少 \(4\)。

• 例如，铀-238（U-238）衰变成钍-234（Th-234）并发射 α 粒子：

其中 α 粒子质量较大、速度较慢（约为光速的十分之一），带有正电荷，与物质相互作用强烈，穿透力弱，通常一张纸或几厘米的空气即可阻挡。

β 衰变¶

形式上，β 衰变有两种，β^- 衰变和 β⁺ 衰变，均由弱相互作用介导，涉及夸克的转变。

• β^- 衰变：原子核中的一个中子转变为质子，并发射一个电子和一个反中微子。这使得原子序数增加 \(1\)，质量数保持不变。例如，碳-14 衰变成氮-14。

• β⁺ 衰变：原子核中的一个质子转变为中子，并发射一个正电子（电子的反粒子）和一个中微子。这使得原子序数减少 \(1\)，质量数保持不变。例如，氟-18 衰变成氧-18。

其中 β 粒子比 α 粒子轻，穿透力较强，通常需要几毫米的铝来阻挡。

β 衰变在所有元素中均可观察，人工放射性常涉及 β⁺ 衰变和电子捕获。

γ 衰变¶

形式上，γ 衰通常在 α 或 β 衰变后发生，子核可能处于激发态，随后发射 γ 射线（原子核从激发态释放高能光子）以降低能量至更稳定状态（甚至达到基态）。

γ 衰变不改变原子核的原子序数或质量数，仅降低能级。

其中 γ 射线是电磁辐射，没有质量或电荷，穿透力极强，需要厚铅或混凝土阻挡。

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