บทที่ 2 อะตอมและสมบัติของธาตุ
แบบจำลองอะตอมของจอร์น
ดอลตัน
ในปี พ.ศ. 2346 (ค.ศ. 1803) จอห์น
ดอลตัน (John
Dalton) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอม
เพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารก่อนและหลังทำปฏิกิริยา
รวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบ ซึ่งสรุปได้ดังนี้
1.
ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็กๆหลายอนุภาคเรียกอนุภาคเหล่านี้ว่า “อะตอม”
ซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายไม่ได้
2.
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน แต่จะมีสมบัติ
แตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น
3.
สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่งชนิดทำปฏิกิริยา
เคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ
จอห์น
ดอลตัน ชาวอังกฤษ เสนอทฤษฎีอะตอมของดอลตัน
-
อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุด แบ่งแยกอีกไม่ได้
- อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน
-
อะตอมต้องเกิดจากสารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุตั้งแต่ 2
ชนิดขึ้นไปมารวมตัวกันทางเคมี
ทฤษฎีอะตอมของดอลตันใช้อธิบายลักษณะและสมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่ง
แต่ต่อมานักวิทยาศาสตร์ค้นพบข้อมูลบางประการที่ไม่สอดคล้องกับทฤษฎีอะตอมของ ดอลตัน
เช่น พบว่าอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจมีมวลแตกต่างกันได้
เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน
นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ
ได้ทำการศึกษาและทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของก๊าซโดยใช้หลอดรังสีแคโทด
หลอดรังสีแคโทด
เป็นเครื่องที่ใช่ทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าโดยหลอดรังสีแคโทดจะมีความดันต่ำมาก
และความต่างศักย์สูงมาก วิลเลียม
ครูกส์ได้สร้างหลอดรังสีแคโทดขึ้นมาโดยใช้แผ่นโลหะ 2 แผ่นเป็นขั้วไฟฟ้า
โดยต่อขั้วไฟฟ้าลบกับขั้วลบของเครื่องกำเนิดไฟฟ้าเรียกว่า แคโทด
และต่อขั้วไฟฟ้าบวกเข้ากับขั้วบวกของเครื่องกำเนิดไฟฟ้าเรียกว่า แอโนด
การค้นพบอิเล็กตรอน
เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน ดัดแปลงหลอดรังสีใหม่ ดังรูป
รังสีพุ่งจากด้าแคโทดไปยังด้านแอโนด
และจะมีรังสีส่วนหนึ่งทะลุออกไปกระทบกับฉากเรืองแสง
หลังจากนั้นทอมสันได้เพิ่มขั้วไฟฟ้าเข้าไปในหลอดรังสีแคโทดดังรูป
ปรากฎว่า
รังสีนี้จะเบี่ยงเบนเข้าหาขั้วบวก แสดงว่า รังสีนี้ต้องเป็นประจุลบ
แต่ไม่ทราบว่าเกิดจากก๊าซในหลอดรังสีแคโทด
หรือเกิดจากขั้วไฟฟ้าทอมสันจึงทำการทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของก๊าซในหลอดรังสีแคโทด
พบว่า ไม่ว่าจะใช้ก๊าซใดบรรจุในหลอดหรือใช้โลหะใดเป็นแคโทด
จะได้ผลการทดลองเหมือนเดิม จึงสรุปได้ว่า อะตอมทุกชนิดมีอนุภาคที่มีประจุลบเป็นองค์ประกอบ
เรียกว่า "อิเล็กตรอน"
การค้นพบโปรตอน
เนื่องจากอะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า
และการที่พบว่าอะตอมของธาตุทุกชนิดประกอบด้วยอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุไฟฟ้าเป็นลบ
ทำให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่าองค์ประกอบอีกส่วนหนึ่งของอะตอม จะต้องมีประจุบวกด้วย
ออยแกน โกลด์สไตน์ (Eugen Goldstein) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน
ได้ทดลองเกี่ยวกับหลอดรังสีแคโทด โดยดัดแปลงหลอดรังสีแคโทด ดังรูป
ผลการทดลองของโกสไตน์
เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้า
ปรากฏว่ามีจุดสว่างเกิดขึ้นทั้งฉากเรืองแสง ก. และฉากเรืองแสง ข.
โกลสไตน์ได้อธิบายว่า จุดเรืองแสงที่เกิดขึ้นบนฉากเรืองแสง
ก. จะต้องเกิดจากที่ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าบวก
เคลื่อนที่ผ่านรูตรงกลางของแคโทด ไปยังฉากเรืองแสง แต่ยังไม่ทราบว่ารังสีที่มีประจุไฟฟ้าบวกนี้เกิดจากอะตอมของก๊าซ
หรือเกิดจากอะตอมของขั้วไฟฟ้า และมีลักษณะเหมือนกันหรือไม่
โกลสไตน์ได้ทดลองเปลี่ยนชนิดของก๊าซในหลอดแก้วปรากฏว่าอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าบวกเหล่านี้มีอัตราส่วนประจุต่อมวลไม่เท่ากัน
ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซที่ใช้และเมื่อทดลองเปลี่ยนโลหะที่ใช้ทำเป็นขั้วไฟฟ้าหลายๆชนิดแต่ให้ก๊าซในหลอดแก้วชนิดเดียวกัน
ปรากฏว่า ผลการทดลองได้อัตราส่วนประจุต่อมวลเท่ากันแสดงว่าอนุภาคบวกในหลอดรังสีแคโทดเกิดจากก๊าซไม่ได้เกิดจากขั้วไฟฟ้า
สรุปแบบจำลองของทอมสัน
จากผลการทดลอง ทั้งของทอมสันและโกลด์สไตน์
ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้น จึงได้เสนอแบบจำลองอะตอม ดังนี้
อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลมประกอบด้วยอนุภาคโปรตอนที่มีประจุไฟฟ้าเป็นบวกและอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุไฟฟ้าเป็นลบ
กระจัดกระจายอย่างสม่ำเสมอในอะตอมอะตอมที่มีสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับจำนวนประจุลบ
แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
ลอร์ดเออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด ได้ทำการทดลอง
โดยการยิงอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำดังรูป
ผลการทดลอง
สรุปได้ดังนี้
• จุด X เป็นจุดที่อนุภาคแอลฟาผ่านไปยังฉากในแนวเส้นตรง แสดงว่า
ภายในอะตอมน่าจะมีพื้นที่ว่างเป็นจำนวนมาก เพราะ อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่ทะลุผ่านแผนทองคำเป็นแนวเส้นตรง
• จุด Y
อนุภาคแอลฟาเบี่ยงเบนเล็กน้อย
แสดงว่าภายในอะตอมควรมีอนุภาคบางอย่างรวมกันเป็นกลุ่มก้อนขนาดเล็ก มีมวลมากพอที่ทำให้อนุภาคแอลฟาวิ่งไปเฉียดแล้วเบี่ยงเบน
• จุด Z
อนุภาคแอลฟาสะท้อนกลับ
แสดงว่าในอะตอมจะมีอนุภาคบางอย่างที่เป็นกลุ่มก้อน
มีทวลมากพอที่ทำให้อนุภาคแอลฟาสะท้อนกลับ
การค้นพบนิวตรอน
สาเหตุที่ค้นพบนิวตรอน
1. เนื่อจากมวลของอะตอมต่าง มักเป็น 2 เท่า หรือมากกว่า 2
เท่าของมวลโปรตรอนรวมรัทเทอร์ฟอร์ดสันนิษฐานว่า
น่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ในนิวเคลียส และอนุภาคนี้ต้องมีมวลใกล้เคียงกันกับมวลของโปรตรอนมาก
และต้องเป็นกลางทางไฟฟ้า
2. ทอมสันศึกษาหามวลของอนุภาคบวกของ
Ne ปรากฎว่า อนุภาคบวกนี้มีมวล 2 เท่า
ผลการทดลองนี้สนับสนุนว่าจะต้องมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ในนิวเคลียสเชดวิก
ได้ยิงอนุภาคแอลฟาไปยัง Be ปรากฎว่าได้อนุภาคชนิดนึ่งออกมาซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับมวลของโปรตรอนและไม่มีประจุไฟฟ้า
เรียกอนุภาคนี้ว่า "นิวตรอน"
สรุปแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง
นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก
ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง
แบบจำลองอะตอมของบอห์ร
นีลส์ บอห์ร ( Neils Bohr 1885 - 1962 : Denmark )
จากความรู้เรื่องสเปกตรัม
นีลส์ บอห์ร ได้เสนอแบบจำลองขึ้นมาใหม่โดยปรับปรุงแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
เพื่อให้เห็นลักษณะของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบ ๆ นิวเคลียส
เป็นวงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ ดังรูป
สรุปแบบจำลองอะตอมของบอห์ร
1. อิเล็กตรอนจะอยู่เป็นชั้น ๆ
แต่ละชั้นเรียกว่า “ ระดับพลังงาน ”
2.
แต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุได้ดังนี
จำนวนอิเล็กตรอน = 2n2
3.
อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน ( Valence
electron ) จะเป็นอิเล็กตรอนทีเกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้
4. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงใน
อยู่ใกล้นิวเคลียสจะเสถียรมาก เพราะประจุบวกจากนิวเคลียสดึงดูด
เอาไว้อย่างดี ส่วนอิเล็กตรอนระดับพลังงานวงนอกจะไม่เสถียรเพราะนิวเคลียสส่งแรงไปดึงดูดได้น้อยมาก
จึงทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้หลุดออกจากอะตอมได้ง่าย
5. ระดับพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก
ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก
6. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน
ไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจเปลี่ยนข้ามระดับพลังงานก็ได้
สรุปการเกิดสเปกตรัม
1. การตรวจหาสเปกตรัม ถ้าเป็นสารประกอบทำโดย
การเผาสารประกอบถ้าเป็นก๊าซทำโดย นำก๊าซมาบรรจุในหลอดแก้ว
แล้วปรับความดันให้ต่ำแล้วใช้พลังงานไฟฟ้าแทนการเผา
2. สีเปลวไฟ หรือสเปกตรัม เกิดจากสาเหตุเดียวกัน
ข้อแตกต่าง คือ
สีเปลวไฟ เป็นสีที่มองจากตาเปล่า
จะเห็นเป็นสีเดียว ซึ่งเป็นสีที่เด่นชัดที่สุด
สีสเปกตรัมเป็นสีที่ใช้เครื่องมือ สเปกโตรสโคป
ส่องดูเปลวไฟ จะเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมหลายเส้น
และความเข้มมากที่สุดจะเป็นสีเดียวกันกับสีของเปลวไฟ
3. สีของเปลวไฟ หรือสีของสเปกตรัมเป็นสีที่เกิดที่เกิดจากส่วนที่เป็นไอออนของโลหะ
หรือไอออนบวกนั่นเอง ดังเช่น
Li+ สีแดง , Na+ สีเหลือง , K+ สีม่วง
, Ca2+ สีแดงอิฐ ,
Ba2+ สีเขียวอมเหลือง , Cu2+ สีเขียว
4.
ธาตุแต่ละธาตุมีเส้นสเปกตรัมเป็นลักษณะเฉพาะตัวไม่ซ้ำกัน ดังรูป
การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม
จากการศึกษาแบบจำลองอะตอมของบอห์ร ทำให้ทราบว่า
การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ
ระดับพลังงาน(n) จำนวนอิเล็คตรอนที่มีได้สูงสุด
n = 1 2
n = 2 8
n = 3 18
n = 4 32
n = 5 50
n = 6 72
n = 7 98
เวเลนซ์อิเล็กตรอน คือ จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดหรือสูงสุด
ของแต่ละธาตุจะมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 8
การจัดอิเล็กตรอน
มีความสัมพันธ์กับการจัดหมู่และคาบอย่างไร
1. เวเลนซ์อิเล็กตรอน จะตรงกับเลขที่ของหมู่
ดังนั้น ธาตุที่อยู่หมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน
2. จำนวนระดับพลังงาน จะตรงกับเลขที่ของคาบ
ดังนั้น ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น 35Br มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนดังนี้ 2 , 8 , 18 , 7 ดังนั้น Br จะอยู่ในหมู่ที่
7 เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 7 และอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจำนวนระดับพลังงาน 4
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน
1.
จะต้องจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าในระดับพลังงานต่ำสุดให้เต็มก่อน
จึงจัดให้อยู่ระดับพลังงานถัดไป
2. เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกิน 8 ไม่ได้
3.
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดเข้าไปของธาตุในหมู่ IA ,
IIA เท่ากับ 8 ส่วนหมู่ IIIA – VIIIA เท่ากับ
18
แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก
แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก
แบบจำลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้นสเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดี
แต่ไม่สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้
จึงได้มีการศึกษาเพิ่มเติม โดยใช้ความรู้ทางกลศาสตร์ควันตัม
สร้างสมการเพื่อคำนวณหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ
จึงสามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของธาตุได้ถูกต้องกว่าอะตอมของโบร์
ลักษณะสำคัญของแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกอธิบายได้ดังนี้
1.
อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็วตลอดเวลาด้วยความเร็วสูง
ด้วยรัศมีไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่างๆ
ปรากฏการณ์แบบนี้นี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน
บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่น
จะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง
2. การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอาจเป็นรูปทรงกลมหรือรูปอื่น
ๆ ขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน
แต่ผลรวมของกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนทุกระดับพลังงานจะเป็นรูปทรงกลม
รูปทรงต่างๆของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน
จะขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน การใช้ทฤษฎีควันตัม
จะสามารถอธิบายการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส
ได้ว่าอิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นออร์บิทัล(orbital) ในระดับพลังงานย่อย
s , p , d , f แต่ละออร์บิทัล จะบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่
ดังนี้
s –
orbital มี 1 ออร์บิทัล หรือ 2 อิเล็กตรอน
p –
orbital มี 3 ออร์บิทัล หรือ 6 อิเล็กตรอน
d –
orbital มี 5 ออร์บิทัล หรือ 10 อิเล็กตรอน
f –
orbital มี 7 ออร์บิทัล หรือ 14 อิเล็กตรอน
แต่ละออร์บิทัลจะมีรูปร่างลักษณะแตกต่างกัน
ขึ้นอยู่กับการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในออร์บิทัล
และระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนั้นๆ เช่น
s –
orbital มีลักษณะเป็นทรงกลม
p –
orbital มีลักษณะเป็นกรวยคล้ายหยดน้ำ ลักษณะแตกต่างกัน 3 แบบ
ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน 3 ออร์บิทัล คือ Px , Py , Pz
d – orbital มีลักษณะและรูปทรงของกลุ่มหมอก
แตกต่างกัน 5 แบบ ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน 5 ออร์บิทัล คือ dx2-y2 , dz2 , dxy , dyz , dxz
สเปกตรัม
สเปกตรัม หมายถึง อนุกรมของแถบสีหรือ
หรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป
ซึ่งทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้นที่มีความยาวคลื่นต่าง ๆ
เรียงลำดับกันไป
สเปกตรัมของอะตอม (atomic
spectrum)
คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในช่วงแสงขาวประกอบด้วยแสงที่มีความยาวคลื่นหลายค่าซึ่งเราไม่สามารถแยกส่วนประกอบของคลื่นต่าง
ๆ ออกจากกันด้วยตาได้ ต้องใช้เครื่องมือช่วย เช่น ปริซึม หรือสเปกโตรสโคป (spectroscope)
เมื่อเราผ่านแสงสีขาวหรือแสงสีต่าง ๆ ไปยังปริซึม
แสงจะแยกออกมาเป็นแถบสีต่าง ๆ เรียงกันตามความยาวคลื่น
แถบสีที่แยกออกมาได้เรียกว่า สเปกตรัม
แบ่งเป็น 2 ประเภท ดังนี้
1. สเปกตรัมแบบต่อเนื่อง (continuous
spectrum) จะเป็นสเปกตรัมที่ประกอบด้วยแสงที่มีความยาวคลื่นและความถี่ต่อเนื่องจนเห็นเป็นแถบ
ได้แก่ สเปกตรัมของแสงขาวซึ่งจะเห็นเป็นแถบสีรุ้งเรียงต่อกัน
โดยแสงสีม่วงหักเหมากที่สุด มีความยาวคลื่นสั้น แต่มีพลังงานมากที่สุด
ในขณะที่แสงสีแดงจะหักเหน้อยที่สุด มีความยาวคลื่นยาวที่สุด
และมีพลังงานน้อยที่สุด
2. สเปกตรัมแบบไม่ต่อเนื่องหรือแบบเส้น (Discontinuous
spectrum or Line spectrum) เป็นสเปกตรัมที่ประกอบด้วยเส้นสเปกตรัมที่มีความยาวคลื่นบางค่าเว้นระยะเป็นเส้น
ๆ บนพื้นดำ เนื่องจากสเปกตรัมแต่ละเส้นเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า
เราจึงสามารถคำนวณหาค่าพลังงานของเส้นสเปกตรัมแต่ละเส้นได้จากสมการ
ความยาวคลื่น (Wavelength) l ( แลมบ์ดา ) หมายถึง ระยะทางที่คลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบพอดี
มีหน่วยเป็นเมตร ( m )
หรือหน่วยย่อยของเมตร
เช่น นาโนเมตร (nm) โดย 1 nm = 10-9 เมตร
ความถี่ของคลื่น n (นิว) หมายถึง จำนวนรอบของคลื่นที่เคลื่อนที่ผ่านจุดใดจุดหนึ่งในเวลา 1
วินาที
มีหน่วยเป็นจำนวนรอบต่อวินาที หรือ เฮิร์ตซ์ (Hertz)
หรือ Hz
แอมปลิจูด (Amplitude) คือ ความสูงของยอดคลื่น
คลื่นที่จะศึกษากันในที่นี้เป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในช่วงความยาวคลื่นระหว่าง
380 ถึง 750 nmซึ่งเป็นช่วงคลื่นที่มีความยาวและความถี่ที่ประสาทตาของคนจะรับได้
เรียกคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าช่วงดังกล่าวนี้ว่า “แสงขาว (Visibel
light)”
ดูตัวอย่างการคำนวณความยาวคลื่น
ความถี่และพลังงาน
สเปกตรัมเกิดได้อย่างไร
สถานะพื้น (ground state)
หมายถึงอะตอมที่อิเล็กตรอนซึ่งเคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีพลังงานเฉพาะตัวอยู่ในระดับพลังงานต่ำ
อะตอมในสถานะพื้นจะมีความเสถียรเนื่องจากมีพลังงานต่ำ
สถานะกระตุ้น (excited state)
หมายถึงอะตอมที่ได้รับพลังงานเพิ่มขึ้น
ทำให้อิเล็กตรอนถูกกระตุ้นให้อยู่ในระดับพลังงานสูงขึ้น
ที่สถานะกระตุ้นอะตอมจะไม่เสถียร เนื่องจากมีพลังงานสูง
อะตอมที่ได้รับพลังงาน เช่น จากการเผา
หรือจากกระแสไฟฟ้า อิเล็กตรอนจะเปลี่ยนจากสถานะพื้นไปสู่สถานะกระตุ้นซึ่งไม่เสถียร
จึงต้องคายพลังงานออกมา
ซึ่งพลังงานที่คายออกมาจะอยู่ในรูปพลังงานแสงหรือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า
เมื่อผ่านปริซึมหรือสเปกโตรสโคปจะแยกแสงออกเป็นเส้นสเปกตรัม
การที่ธาตุแต่ละชนิดให้เส้นสเปกตรัมออกมาหลายเส้น
แสดงว่าอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีหลายระดับพลังงาน
ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสจะมีพลังงานต่ำ
ส่วนระดับพลังงานที่อยู่ห่างนิวเคลียสจะมีพลังงานสูง
เมื่ออิเล็กตรอนคายพลังงานอาจคายพลังงานได้หลายช่วงความยาวคลื่น
จึงมองเห็นเส้นสเปกตรัมได้หลายเส้น
นักวิทยาศาสตร์ได้ศึกษาสเปกตรัมของแก๊ส
เพราะว่ามีอะตอมอยู่ห่างกัน และใช้อะตอมไฮโดรเจนเนื่องจากมี 1 อิเล็กตรอน
พบว่ามีเส้นสเปกตรัมที่ปรากฏในช่วงความยาวคลื่นที่มองเห็นได้โดยมีความยาวคลื่น 410
,
434 , 486 และ 656 นาโนเมตร ตามลำดับ
นอกจากนี้การศึกษาเส้นสเปกตรัมของอะตอมของธาตุอื่นๆ
ก็พบว่าอิเล็กตรอนในอะตอมของแต่ละธาตุคายพลังงานได้บางค่า
และมีเส้นสเปกตรัมเฉพาะตัวไม่ซ้ำกัน โดยเส้นสีแดงมีพลังงานต่ำสุด (3.02 x 10–22 kJ) และเส้นสีม่วงมีพลังงานสูงสุด
(4.48 x 10–22 kJ)
การที่นักวิทยาศาสตร์ใช้อะตอมของไฮโดรเจนเป็นตัวอย่างในการแปลความหมายของเส้นสเปกตรัม
เพราะเป็นอะตอมที่มีอิเล็กตรอนเดียว
จากการทดลองหลายครั้งพบว่าอะตอมของไฮโดรเจนให้เส้นสเปกตรัมได้หลายเส้นที่มีลักษณะเหมือนกันทุกครั้ง
จึงสรุปได้ว่าอิเล็กตรอนในอะตอมของไฮโดรเจนขึ้นไปอยู่ในสถานะกระตุ้นที่มีพลังงานแตะต่างกันได้หลายระดับ
ค่าพลังงานของเส้นสเปกตรัมแสดงให้เห็นถึงการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในอะตอมจากระดับพลังงานสูงมายังระดับพลังงานต่ำ
จากข้อมูลในตาราง
แสดงว่าอะตอมของไฮโดรเจนมีพลังงานหลายระดับและความแตกต่างระหว่างพลังงานของแต่ละระดับที่อยู่ถัดไปก็ไม่เท่ากัน
ความแตกต่างของพลังงานจะมีค่าน้อยลงเมื่อระดับพลังงานสูงขึ้น
จากเหตุผลที่อธิบายมานี้ช่วยให้สรุปได้ว่า
1. เมื่ออิเล็กตรอนได้รับพลังงานในปริมาณที่เหมาะสม
อิเล็กตรอนจะขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานที่สูงกว่าระดับพลังงานเดิม
แต่จะอยู่ในระดับใดขึ้นกับปริมาณพลังงานที่ได้รับ
การที่อิเล็กตรอนขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานใหม่ทำให้อะตอมไม่เสถียร
อิเล็กตรอนจะกลับมาอยู่ในระดับพลังงานที่ต่ำกว่า
ซึ่งในการเปลี่ยนตำแหน่งนี้อิเล็กตรอนจะคายพลังงานออกมา การดูดหรือคายพลังงานจะต้องมีค่าเฉพาะตามทฤษฎีของพลังค์
โดยค่าต่ำสุดจะเท่ากับความถี่ของอิเล็กตรอนนั้นคูณด้วยค่าคงที่ของพลังค์
2. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนไปยังระดับพลังงานที่อยู่ติดกันอาจมีการเปลี่ยนข้ามระดับได้
แต่เมื่ออิเล็กตรอนรับพลังงานแล้วจะขึ้นไปอยู่ระหว่างระดับพลังงานไม่ได้
จะต้องขึ้นไปอยู่ในระดับใดระดับหนึ่งเสมอ
3. ผลต่างของพลังงานระหว่างระดับพลังงานต่ำจะมีค่ามากกว่าผลต่างของพลังงานระหว่างระดับพลังงานที่สูงขึ้นไป
อนุภาคมูลฐานของอะตอม
จากการศึกษาเกี่ยวกับโครงสร้างอะตอมในตอนแรก
ทำให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่าอะตอมประกอบด้วยอนุภาค 2 ชนิด คือ อิเล็กตรอน
และโปรตอน จนกระทั่งการศึกษาเกี่ยวกับอะตอมได้พัฒนาการมากขึ้น
จึงได้ทราบว่านอกจากจะมีอิเล็กตรอนและโปรตอนแล้วยังมีนิวตรอน และอนุภาคอื่น ๆ
อีกหลายชนิด
ในปี พ.ศ. 2456 เฮนรี มอสเลย์ (Henry
Mosley) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษสามารถหาจำนวนโปรตอนที่มีอยู่ในแต่ละธาตุได้
โดยศึกษาจากสเปกตรัมรังสีเอกซ์ของธาตุ
เมื่อนำจำนวนโปรตอนของธาตุมาพิจารณาร่วมกับแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดในแง่มวลของอะตอม
จะพบว่าแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดยังไม่ถูกต้องนัก กล่าวคือตามแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
มวลของอะตอมก็คือ มวลของนิวเคลียส หรือมวลของโปรตอนอย่างเดียวนั่นเอง
ถ้านิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอนอย่างเดียว
มวลของอะตอมก็น่าจะเท่ากับมวลของโปรตอนมารวมกัน
แต่จากการทดลองหามวลของอะตอมพบว่ามวลอะตอมของธาตุต่าง ๆ มักจะมีค่ามากกว่ามวลของโปรตอนเสมอ
เช่น ธาตุคาร์บอนมีโปรตอน 6 ตัว
ตามแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดมวลอะตอมควรจะมีค่าเป็น 6 หน่วย
แต่จากการทดลองพบว่ามีมวลอะตอมถึง 12 หน่วย หรือธาตุออกซิเจนมี 8 โปรตอน
แต่มีมวลอะตอม 16 หน่วย เป็นต้น จากผลการทดลองพบว่าอะตอมของธาตุส่วนใหญ่จะมีมวลเป็น
2 เท่า หรือมากกว่า 2 เท่าของโปรตอน ทำให้รัทเทอร์ฟอร์ดตั้งข้อสันนิษฐานว่า
ภายในอะตอมน่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งซึ่งไม่ใช่โปรตอนและอิเล็กตรอนอยู่ด้วย
โดยที่อนุภาคนี้จะอยู่รวมกันในนิวเคลียส และมีมวลใกล้เคียงกับมวลของโปรตอน
รวมทั้งเป็นกลางทางไฟฟ้าด้วย ซึ่งต่อมาก็ได้มีการพิสูจน์ข้อสันนิษฐานของรัทเทอร์ฟอร์ดจนยอมรับกันว่าเป็นความจริง
ประมาณปี พ.ศ. 2456 ทอมสัน
ได้ทดลองเกี่ยวกับมวลของอนุภาคบวกที่ได้จากหลอดรังสีแคโทด พบว่า
ในขณะที่ใช้ก๊าซนีออนใส่ในหลอดรังสีจะสามารถหามวลของอนุภาคบวกได้ถึง 2 ค่า คือ 20
และ 22 หน่วย ซึ่งแสดงว่าก๊าซนีออนจะต้องมีอะตอม 2 ชนิด ซึ่งมีมวลไม่เท่ากัน
ซึ่งต่อมา เฟรเดอริก ซอดดี (Frederick soddy) ได้ตั้งชื่ออะตอมของธาตุชนิดเดียวกันแต่มีมวลต่างกันว่า
ไอโซโทป ซึ่งถือว่าผลการทดลองนี้เป็นข้อมูลสนับสนุนข้อเสนอของรัทเทอร์ฟอร์ด
ที่ว่าภายในนิวเคลียสควรจะมีอนุภาคอีกอย่างหนึ่ง
ซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับโปรตอนแต่ไม่มีประจุ
ในปี
พ.ศ. 2475 เจมส์ แซดวิก (James Chadwick) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ
ได้ทดลองยิงอนุภาคแอลฟาไปยังธาตุชนิดต่าง ๆ
โดยใช้เครื่องมือที่ละเอียดถูกต้องยิ่งขึ้น
และพิสูจน์ได้ว่าภายในนิวเคลียสจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งซึ่งเป็นกลางทางไฟฟ้าอยู่ด้วย
และเรียกอนุภาคนั้นว่านิวตรอน
รูปที่ 1-15
การค้นพบนิวตรอนของแชดวิค
(ก)
การทดลองยิงอนุภาคแอลฟาผ่านแผ่นโลหะ
(ข)
ก่อนและหลังการยิงอะตอมเบริลเลียมด้วยอนุภาคแอลฟา
ปฏิกิริยานิวเคลียร์ที่เกิดขึ้นเขียนได้ดังสมการ
9Be +4He ------------> 12C +1n
จากการค้นพบนิวตรอน
จึงทำให้โครงสร้างของอะตอมเปลี่ยนแปลงไปจากแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเล็กน้อย
ทำให้ทราบว่าภายในอะตอมจะประกอบด้วยอนุภาค 3 ชนิด คือ อิเล็กตรอน โปรตอน และ
นิวตรอน โดยเรียกอนุภาคทั้ง 3 ชนิด ว่าเป็น อนุภาคมูลฐานของอะตอม
ดังนั้นแบบจำลองอะตอมจึงเปลี่ยนไป แบบใหม่มีลักษณะดังนี้
“อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม
ประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอนรวมกันอยู่ตรงกลางของอะตอม เรียกว่า นิวเคลียส
และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีจำนวนเท่ากับโปรตอนวิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียส
เลขอะตอม เลขมวล และไอโซโทป
จากการค้นพบนิวตรอนทำให้ทราบว่าแบบจำลองอะตอมประกอบด้วยอนุภาคมูลฐาน
3 ชนิด คือ อิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอน
เพื่อความสะดวกในการเขียนโครงสร้างของอะตอม
นักวิทยาศาสตร์จึงได้กำหนดสัญลักษณ์ต่าง ๆ แทนอนุภาคมูลฐานเหล่านั้นขึ้นมา คือ
เลขอะตอม และเลขมวลของธาตุ
เลขอะตอม (Atomic number) ใช้สัญลักษณ์Zหมายถึง
ตัวเลขที่แสดงจำนวนโปรตอนที่มีอยู่ในนิวเคลียสของธาตุ อะตอมของธาตุชนิดหนึ่ง ๆ
จะมีจำนวนโปรตอนเฉพาะตัวไม่ซ้ำกับธาตุอื่น ๆ
ธาตุชนิดเดียวกันจะต้องมีจำนวนโปรตอนหรือเลขอะตอมเท่ากัน
ถ้าอะตอมที่เป็นกลาง จำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนโปรตอน
เพราะฉะนั้น เลขอะตอม= จำนวนโปรตอน =
จำนวนอิเล็กตรอน
แต่ถ้าอะตอมไม่เป็นกลาง
จำนวนอิเล็กตรอนจะไม่เท่ากับโปรตอน
เช่น ไอออนบวกจะมีโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอน
ไอออนลบ จะมีโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอน
เพราะฉะนั้น เลขอะตอม= จำนวนโปรตอน¹จำนวนอิเล็กตรอน
เลขมวล( Mass number) ใช้สัญลักษณ์เป็นAหมายถึง ผลรวมของจำนวนโปรตอน และจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส เลขมวลไม่ใช่
มวลอะตอม เลขมวลจะต้องเป็นจำนวนเต็มเสมอ
แต่มวลอะตอมอาจจะเป็นเลขจำนวนเต็มหรือไม่ก็ได้
สัญลักษณ์นิวเคลียร์(Nuclear
symbol) เป็นสิ่งที่ใช้เขียนแทนโครงสร้างของอะตอม โดยบอกรายละเอียดเกี่ยวกับจำนวนอนุภาคมูลฐานของอะตอม
วิธีการเขียนตามข้อตกลงสากลคือ เขียนเลขอะตอมไว้มุมล่างซ้าย
และเลขมวลไว้มุมบนซ้ายของสัญลักษณ์ของธาตุ
เขียนเป็นสูตรทั่ว ๆ ไปดังนี้
สัญลักษณ์นิวเคลียร์= X
X คือ สัญลักษณ์ของธาตุ
A คือ เลขมวล
Z คือ เลขอะตอม
ถ้าให้ n = จำนวนนิวตรอน
จะสามารถหาความสัมพันธ์ระหว่างเลขอะตอม เลขมวล
และจำนวนนิวตรอนได้ดังนี้
เลขมวล=
เลขอะตอม + จำนวนนิวตรอน
A = Z + n
ดังนั้นสัญลักษณ์นิวเคลียร์จึงทำให้ทราบว่าธาตุดังกล่าวนั้นมีอิเล็กตรอน
โปรตอน และนิวตรอน อย่างละเท่าใด
ตัวอย่างที่
1จงคำนวณจำนวนอิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอน
ของธาตุซึ่งมีสัญลักษณ์นิวเคลียร์ดังต่อไปนี้ Na,
U, C
วิธีทำจากสัญลักษณ์นิวเคลียร์
X A คือ เลขมวล Z
คือ เลขอะตอม
A = Z + n
n = A - Z
สำหรับ
Na มี A = 23 , Z = 11
เพราะฉะนั้น
n = 23 - 11 = 12
มีอิเล็กตรอน
= โปรตอน = 11
มีนิวตรอน
= 12
สำหรับ
U มี A = 235 , Z = 92
เพราะฉะนั้น
n = 235 - 92 = 143
มีอิเล็กตรอน
= โปรตอน = 92
มีนิวตรอน
= 143
สำหรับ
C มี A = 12 , Z = 6
เพราะฉะนั้น
n = 12 - 6 = 6
มีอิเล็กตรอน
= โปรตอน = 6
มีนิวตรอน
= 6
ไอโซโทป(Isotope) หมายถึงอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีโปรตอนเท่ากัน
(หรืออิเล็กตรอนเท่ากัน ) แต่มีเลขมวลและจำนวนนิวตรอนต่างกัน (หรือมีมวลต่างกัน)
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนเท่ากัน
แต่จำนวนนิวตรอนอาจจะไม่เท่ากันก็ได้ ซึ่งมีผลทำให้มวลต่างกัน
อะตอมของธาตุดังกล่าวเรียกว่าเป็นไอโซโทป เช่น C, C และ C เป็นไอโซโทปกัน
จะเห็นได้ว่าคาร์บอนทั้ง 3 ชนิด
มีอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่ากัน แต่มีจำนวนนิวตรอนและเลขมวลไม่เท่ากัน
จึงเป็นไอโซโทปกัน
การอ่านชื่อไอโซโทป ให้เรียกชื่อธาตุ แล้วตามด้วยเลขมวล
เช่น
C
อ่านว่า คาร์บอน 12
C
อ่านว่า คาร์บอน 13
C
อ่านว่า คาร์บอน 14 เป็นต้น
การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของไอโซโทป
อาจจะเขียนแบบย่อได้โดยเขียนเฉพาะสัญลักษณ์ของธาตุกับเลขมวลคู่กัน เช่น C, C และ
C
ไอโซโทปของธาตุบางชนิดอาจจะมีชื่อเรียกโดยเฉพาะ เช่น
ธาตุไฮโดรเจนมี 3 ไอโซโทป และมีชื่อเฉพาะดังนี้
H
เรียกว่า โปรเตรียม ใช้สัญลักษณ์ H แทน H
H
เรียกว่า ดิวทีเรียม ใช้สัญลักษณ์ D แทน H
H
เรียกว่า ตริเตรียม ใช้สัญลักษณ์ T แทน H
ธาตุที่เป็นไอโซโทปกัน ถึงแม้ว่าจะเป็นธาตุชนิดเดียวกัน
แต่มวลอะตอมจะไม่เท่ากัน รวมทั้งสมบัติทางกายภาพแตกต่างกันด้วย
แต่สมบัติทางเคมีเกือบเหมือนกันทุกประการ
ธาตุชนิดหนึ่ง ๆ อาจจะมีได้หลายไอโซโทป
บางไอโซโทปมีอยู่ในธรรมชาติแต่บางไอโซโทปก็สังเคราะห์ขึ้นมาทั้งนี้เพื่อนำไปใช้ประโยชน์ในแง่ต่าง
ๆ กัน ไอโซโทปของธาตุชนิดหนึ่ง ๆ มักจะมีปริมาณในธรรมชาติไม่เท่ากัน เช่น
ธาตุไฮโดรเจนในธรรมชาติจะมีโปรเตรียมอยู่ถึง 99.99 % ดังนั้น
จึงมีดิวทีเรียมเพียงเล็กน้อย ส่วนตริเตรียมเป็นไอโซโทปกัมมันตรังสี จึงไม่เสถียร
ปัจจุบันมีการใช้ไอโซโทปเพื่อประโยชน์ในทางด้านต่าง ๆ
มากขึ้น เช่น
* ใช้ C เป็นมาตรฐานเปรียบเทียบในการหามวลอะตอมของธาตุต่าง
* ใช้ C บอกอายุของวัตถุโบราณ และใช้ศึกษากลไกของการเกิดปฏิกิริยาเคมี
* ใช้ Na ในการแพทย์เพื่อตรวจวงจรของโลหิต
* ใช้ Co สำหรับเป็นแหล่งกำเนิดรังสีแกมาเพื่อประโยชน์ทางการแพทย์
คือใช้รักษา โรคมะเร็ง
* ใช้ I สำหรับตรวจอาการผิดปกติของต่อมไทรอยด์
เป็นต้น
ไอโซโทน( Isotone ) หมายถึงธาตุต่างชนิดกันที่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน
แต่มีเลขมวลและเลขอะตอมไม่เท่ากัน เช่น O F เป็นไอโซโทนกัน
มีนิวตรอนเท่ากันคือ n = 10
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ
จากการศึกษาสเปกตรัมและพลังงานไอออไนเซชันของธาตุต่างๆทำให้อิเล็กตรอนโคจรอยู่รอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ
เรียกว่าระดับพลังงานเช่น 1, 2, 3, 4, 5, 6, … หรือ K , L , M, N, O, P ตามลำดับ ในระดับพลังงานที่
1 หรือ K shell จะอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดและมีพลังงานต่ำที่สุด
ส่วนระดับพลังงานที่ห่างออกไปจะมีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ
จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงานจะมีค่าเท่ากับ2n2
เมื่อ n แทนลำดับที่ของระดับพลังงาน
K
shell หรือ ระดับพลังงานที่ 1 จะมีอิเล็กตรอนได้ = 2(1)2= 2
L
shell หรือ ระดับพลังงานที่ 2 จะมีอิเล็กตรอนได้ = 2(2)2= 8
M
shell หรือ ระดับพลังงานที่ 3 จะมีอิเล็กตรอนได้ = 2(3)2= 18
N
shell หรือ ระดับพลังงานที่ 4 จะมีอิเล็กตรอนได้ = 2(4)2= 32
ในระดับพลังงานที่สูงขึ้นไปมากกว่าระดับพลังงานที่ 4
จะมีอิเล็กตรอนมากที่สุดได้ไม่เกิน 32 ตัว
และในระดับพลังงานวงนอกสุดจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ระดับพลังงานที่อยู่นอกสุด
เรียกว่าวาเลนซ์เชลล์(Valence
shell)และอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงนอกสุดเ
รียกว่าวาเลนซ์อิเล็กตรอน(Valence electron ) หรือ
อิเล็กตรอนวงนอกสุด
หลักการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลักต่างๆ
1.จัดอิเล็กตรอนให้เต็มในระดับพลังงานต่ำสุดก่อน
2.อิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆมีได้มากที่สุด เท่ากับ 2n2แต่มีได้ไม่เกิน
32 ตัว
3.จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานวงนอกสุดมีได้ไม่เกิน 8 ตัว
4.จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นรองสุดท้ายจะมีได้ 8
หรือ 18 ตัว
5.อิเล็กตรอนที่อยู่วงนอกสุด เรียกว่า วาเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron ) มีพลังงานมากที่สุด
หมายเหตุ การจัดเรียงอิเล็กตรอนให้ใช้เลขอะตอมมาจัดเรียง
หลักการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
การศึกษาสเปกตรัมของธาตุต่างๆ อย่างละเอียด พบว่า
ระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่โคจรอยู่รอบๆ
นิวเคลียสยังแบ่งออกเป็นระดับพลังงานย่อย(Subshell)
ระดับพลังงานย่อย (Subshell)อีกชื่อหนึ่งคือ
ออร์บิทัล (Orbital) ซึ่งเป็นอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติ
บริเวณรอบนิวเคลียส ซึ่งมีโอกาสสูงที่จะพบอิเล็กตรอนที่มีพลังงานเฉพาะ
ระดับพลังงานย่อย เป็นระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในแต่ละระดับพลังงานหลัก
โดยระดับพลังงานย่อยมี 4 ประเภทใหญ่ คือs , p , d ,fและแต่ละชนิดก็จะมีรูปร่างต่างกัน
ดังรูป
จำนวนระดับพลังงานย่อยในแต่ละระดับพลังงาน
ตั้งแต่ระดับพลังงานที่ 1 – 5 เป็นดังนี้
ระดับพลังงานที่ 1 มี 1 ระดับพลังงานย่อย คือ 1s
ระดับพลังงานที่ 2 มี 2 ระดับพลังงานย่อย คือ 2s2p
ระดับพลังงานที่ 3 มี 3 ระดับพลังงานย่อย คือ 3s3p3d
ระดับพลังงานที่ 4 มี 4 ระดับพลังงานย่อย คือ 4s4p4d4f
ระดับพลังงานที่ 5 มี 5 ระดับพลังงานย่อย คือ 5s5p5d5f
ตัวเลขข้างหน้าแสดงระดับพลังงานหลัก (n) ของอะตอม ระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกันมีค่าพลังงานแตกต่างกัน
และในแต่ละระดับพลังงานย่อยจะมีจำนวนออร์บิทัลแตกต่างกัน
ระดับพลังงานย่อยsมี 1 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อยpมี 3 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อยdมี 5 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อยfมี 7 ออร์บิทัล
แต่ละออร์บิทัลมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด2
อิเล็กตรอนจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานย่อยจึงขึ้นอยู่กับจำนวนออร์บิทัลดังนี้
ระดับพลังงานย่อยsมี 1 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน
ระดับพลังงานย่อยpมี 3 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน
ระดับพลังงานย่อยdมี 5 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน
ระดับพลังงานย่อยfมี 7 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอ
การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
มีหลักการดังนี้
1.ต้องการบรรจุในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างอยู่ก่อน
เช่น 1s2s2p3s…..ตามลำดับ
โดยพิจารณาจากแผนภาพ
ตารางธาตุ
เป็นอีกหนึ่งเครื่องมือของนักเคมีที่ช่วยจัดระเบียบของธาตุต่าง ๆ ที่ค้นพบ
ทำให้เราจำสมบัติของธาตุได้ง่ายเนื่องจากสมบัติเหล่านั้นของธาตุในตารางธาตุมีแนวโน้มอย่างชัดเจน
ดังนั้นถ้าเราทราบสมบัติของธาตุหนึ่ง เราก็สามารถทำนายสมบัติของธาตุอื่นได้ด้วย
เช่น เราทราบว่าขนาดอะตอมของ Li เท่ากับ 152 พิโคเมตร แล้วขนาดอะตอมของ Be เป็นเท่าใด
เราสามารถตอบอย่างคร่าว ๆ ว่า "ควรจะมีขนาดอะตอมน้อยกว่า 152 พิโคเมตร" เป็นต้น
ขนาดอะตอม (atomic size)
ความหมาย
ขนาดของอะตอม วัดจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ติดกัน
สำหรับธาตุที่อยู่ในลักษณะโมเลกุลอะตอมคู่
รัศมีอะตอมจะถือว่าเป็นครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของ 2 อะตอมในโมเลกุล
พลังงานไอออไนเซชัน (ionization
energy) ความหมาย พลังงานไอออไนเซชัน คือ
พลังงานที่ใช้ในการดึงอิเล็กตรอน 1 อนุภาค
ออกจากอะตอมในสถานะแก๊ส กลายเป็นไอออนบวก
Li(g) Li+(g) + e-
- ธาตุที่มีอิเล็กตรอน 1 ตัว คือ ธาตุไฮโดรเจน(H)
H(g) H+(g) + e-
IE=1,318 kJ/mol
ธาตุไฮโดรเจนมีพลังงานไอออไนเซชันเท่ากับ 1,318 กิโลจูลต่อโมล แสดงว่าเราต้องให้พลังงานแก่ธาตุไฮโดรเจน 1,318
กิโลจูลต่อโมล จึงจะทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกมา
- ธาตุที่มีอิเล็กตรอนมากกว่า 1 ตัว เช่น ธาตุลิเทียม(Li)
Li(g) Li+(g) + e- IE1 = 520 kJ/mol
Li+(g) Li2+(g) + e- IE2 = 7,394 kJ/mol
Li2+(g) Li3+(g) + e- IE3 = 11,815 kJ/mol
จากการสังเกตจากค่าพลังงานไอออไนเซชันจะพบว่า IE1
คือพลังงานที่ให้แก่อะตอมเพื่อดึงอิเล็กตรอนที่อยู่วงนอกสุด(เวเลนซ์อิเล็กตรอน)
มีค่าน้อยที่สุด เพราะอิเล็กตรอนที่อยู่ห่างจากนิวเคลียสหลุดออกได้ง่าย
ไม่ต้องใช้พลังงานมากเพราะได้รับแรงดึงดูดจากนิวเคลียสน้อย
แต่อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสจะถูกดึงดูดไว้เราต้องใช้พลังงานมาก
เพื่อที่จะทำให้อิเล็กตรอนนั้นหลุดออกมา ดังนั้นค่า IE3
จึงมีค่ามากที่สุด
แนวโน้มพลังงานไอออไนเซชันของธาตุต่าง ๆ
ในตารางธาตุ
- ธาตุในหมู่เดียวกัน
พลังงานไอออไนเซชันลดลงจากบนลงล่าง
เพราะระยะห่างระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น
ทำให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนลดลง
อิเล็กตรอนจึงหลุดจากอะตอมได้ง่าย เช่น ธาตุในหมู่ IA
พลังงานไอออไนเซชัน Li
> Na > K > Rb > Cs > Fr
- ธาตุในคาบเดียวกัน
พลังงานไอออไนเซชันเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะค่าประจุนิวเคลียสสุทธิมากขึ้น
อะตอมขนาดเล็ก จึงมีแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้น
ทำให้อิเล็กตรอนหลุดยาก จึงต้องใช้พลังงานสูงในการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอม เช่น
ธาตุในคาบที่ 2 พลังงานไอออไนเซชัน Li < Be < B
< C < N < O < F
หมู่ที่ 1 ธาตุหมู่ IA ชื่อหมู่โลหะแอลคาไล (alkali metal) ลิเทียม โซเดียม
โพแทสเซียม รูบิเดียม ซีเซียม และแฟรนเซียม
สมบัติของโลหะอัลคาไลน์
เป็นโลหะอ่อนสีเงิน ใช้มีดตัดได้
ทำปฏิกิริยากับออกซิเจนในอากาศ
จึงต้องเก็บไว้ในน้ำมัน
มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1
ออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะอัลคาไล
ละลายน้ำได้สารละลาย
เบสแก่
Na + O2 ---->
Na2O + H2O -----> NaOH + H2
ทําปฏิกิริยากับ H2O
รวดเร็วและรุนแรงได้สารละลายเบสกับก๊าซ H2
Na + H2O
------------------> NaOH + H2
เมื่อเป็นไอออน จะมีประจุบวก เช่น Na+
, K+ เป็นต้น
ขนาดอะตอมใหญ่ที่สุดเมื่อเปรียบเทียบกับธาตุในคาบเดียวกัน
E° น้อยเป็นตัว Reduce ที่ดี
เมื่อเป็นไอออน จะมีประจุบวก
โลหะอัลคาไลทำปฏิกิริยากับอโลหะบางชนิดได้ผลึกเกลือสีขาว
ละลายน้ำได้
•มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ
มีความหนาแน่นต่ำเมื่อเทียบกับโลหะอื่นๆ
•เมื่อเผาสารประกอบหมู่
1A จะให้เปลวไฟสีต่าง ๆ
Li ได้เปลวไฟสีแดง
Na ได้เปลวไฟสีเหลือง
K ได้เปลวไฟสีม่วง
สมบัติทั่วไปของธาตุหมู่
IIA
1. ธาตุหมู่ IIA มีความว่องไวต่อปฏิกิริยาและความเป็นโลหะน้อยกว่าธาตุหมู่ IA
2.
มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 เป็นโลหะเนื้อแข็งกว่าธาตุหมู่ IA สร้างพันธะโลหะได้แข็งกว่าธาตุหมู่ IA มีความหนาแน่นมากกว่าหมู่
IA เนื่องจากมีขนาดอะตอมเล็กกว่า
3.
สารประกอบของธาตุหมู่ IIA เป็นสารประกอบไอออนิก ยกเว้น
Be ที่สร้างพันธะโคเวเลนต์
4.
มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงกว่าธาตุหมู่ IA เนื่องจากมีขนาดอะตอมเล็กกว่าหมู่
IA และมีพันธะโลหะแข็งแรงกว่า
5. มีค่า IE1 ค่า EN และค่า EA สูงกว่าธาตุหมู่
IA เนื่องจากขนาดอะตอมเล็กกว่าจึงเกิดปฏิกิริยายากกว่า
6 .ไม่พบธาตุหมู่ IIA ที่เป็นอิสระในธรรมชาติ พบในรูปของสารประกอบ
ปฏิกิริยาของธาตุหมู่ IIA
1.ทำปฏิกิริยากับ H2O เกิดเป็นเบสและ H2
แต่ปฏิกิริยาไม่รุนแรง เช่น Mg + H2O ----->
Mg(OH)2 + H2
2.
ออกไซด์ของโลหะทำปฏิกิริยากับ H2O ได้สารละลายมีสมบัติเป็นเบส
ธาตุหมู่ VIIA
ธาตุหมู่ VIIA
มีทั้งหมด 5 ธาตุ คือ ฟลูออรีน คลอรีน โบรมีนและแอสทาทีน
สำหรับธาตุแอสทาทีนไม่มีในธรรมชาติ เป็นธาตุกัมมันตรังสีที่สังเคราะห์ ธาตุหมู่ VIIA
มีชื่อว่า ธาตุแฮโลเจน เพราะสารประกอบของหมู่ VIIA จะเกิดเป็นเกลือที่มีรสเค็ม
สรุปสมบัติทั่วๆ ไปของธาตุหมู่ VIIA ได้ดังนี้
1. เป็นอโลหะ มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 7 สภาวะปกติ F2 และ Cl2 เป็นก๊าซ สีเหลืองอ่อนและเขียวอ่อนตามลำดับ Br2
เป็นของเหลวสีน้ำตาลแดง และ I2 เป็น ของแข็งสีม่วง
ซึ่งสีของธาตุฮาโลเจนจะเข้มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ทุกตัวเป็นสารพิษ
2. ความเป็นโลหะจะเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
3. ธาตุฮาโลเจนทุกตัวอยู่ในสภาพโมเลกุลอะตอมคู่ (diatomic molecule) ทุกสถานะทั้งของแข็ง
ของเหลวและก๊าซ โดยยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโคเวเลนต์
4. ไม่นำความร้อนและไฟฟ้าเพราะเป็นอโลหะ
5. อะตอมมีขนาดเล็ก เมื่อเปรียบเทียบกับธาตุในคาบเดียวกัน แต่มีขนาดใหญ่ขึ้น
เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
6. ความหนาแน่นน้อย
แต่ความหนาแน่นจะเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
7. มีจุดหลอมเหลว จุดเดือดและความร้อนแฝงของการเกิดไอต่ำ
เนื่องจากมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล (คือแรงวันเดอร์วาลส์) น้อย
แต่จุดหลอมเหลว จุดเดือดและความร้อนแฝงของการเกิดไอเพิ่มขึ้น
เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะมีแรงวันเดอร์วาลส์เพิ่มขึ้น
นอกจากนี้การระเหยของธาตุหมู่ VIIA
จะค่อยๆ ลดลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
เพราะแรงวันเดอร์วาลส์เพิ่มขึ้น
8. มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด ในคาบเดียวกัน
และค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจะค่อยๆ ลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
9. มี IE1 ค่อนข้างสูง และค่า IE1 จะค่อยๆ
ลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น
10. มีเลขออกซิเดชันได้หลายค่า เนื่องจากมี 7
เวเลนซ์อิเล็กตรอน ซึ่งสามารถจะให้หรือรับอิเล็กตรอนจากธาตุอื่น หรือใช้อิเล็กตรอนร่วมกับธาตุอื่นๆ
ซึ่งมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างๆ กันได้ ทำให้มีเลขออกซิเดชันหลายค่า
ตำแหน่งของธาตุไฮโดรเจนในตารางธาตุ
การจัดธาตุให้อยู่ในหมู่ใดของตารางธาตุจะใช้สมบัติที่คล้ายกันเป็นเกณฑ์
ในตารางธาตุปัจจุบันได้จัดให้ธาตุไฮโดรเจน
อยู่ในคาบที่ 1 ระหว่างหมู่ IA กับหมู่ VII A เพราะเหตุใดจึงเป็นเช่นนั้น ให้ศึกษาสมบัติบางประการของธาตุไฮโดรเจน
เปรียบเทียบกับสมบัติของธาตุหมู่ IA และหมู่
VIIA จากตาราง
ตารางแสดงสมบัติบางประการของธาตุไฮโดรเจนกับธาตุหมู่ IA และหมู่
VIIA
สมบัติ ธาตุหมู่ IA ธาตุไฮโดรเจน ธาตุหมู่ VIIA
1. จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน 1 1 7
2. เลขออกซิเดชันในสารประกอบ +1 + 1 และ - 1 +1 +3 +5 +7 -1
3. ค่า IE1 (kJ/mol) 382 - 526
1318 1015 - 1687
4. สถานะ ของแข็ง ก๊าซ ก๊าซ / ของเหลว / ของแข็ง
5. การนำไฟฟ้า นำ ไม่นำ ไม่นำ
เมื่อพิจารณาข้อมูลจากตาราง พบว่าธาตุไฮโดรเจนมีสมบัติคล้ายคลึงกับธาตุหมู่
IA และ ธาตุหมู่ VII A จึงไม่จัดธาตุ
ไฮโดรเจนเข้ากับหมู่ IA หรือหมู่ VIIA ได้ คือ
1. มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 เหมือน หมู่ I A แต่ขาดอีก
1 จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนก๊าซเฉื่อย
2. ในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชันเป็น +1 เหมือนกับหมู่ I A แต่มีเลขออกซิเดชันเป็น
–1 ในสารประกอบไฮไดรด์ เช่น LiH ทำให้ไฮโดรเจนมีเลขออกซิเดชันหลายค่าคล้าย
หมู่ VIIA
3. ไฮโดรเจนมีสถานะเป็นของแข็งไม่นำไฟฟ้าเหมือนกับ หมู่ VII A
4. ไฮโดรเจนมีค่า IE1 และ EN สูงเหมือนกับธาตุหมู่ VIIA
Antoine
Henri Becquerel (1852-1908) ในปี พ.ศ. 2439 อองตวน อองรี แบกเกอเรล
นักฟิสิกส์?ชาวฝรั่งเศส ซึ่งกำลังศึกษาการเรืองแสงของสารต่าง
ๆ ได้พบว่าแผ่นฟิลม์ถ่ายรูปซึ่งเก็บไว้ในลิ้นชักที่มีเกลือโพแทสเซียมยูเรนิลซัลเฟต
[K2UO2(SO4)2]
อยู่ด้วย มีลักษณะเหมือนถูกแสง ทั้ง ๆ ที่ห่อไว้ด้วยกระดาษดำแล้วก็ตาม
เขาจึงสรุปว่าสารประกอบของยูเรเนียมจะต้องเปล่งรังสีที่สามารถทะลุผ่านกระดาษดำ
และยังสามารถทำให้สารที่รังสีนี้ผ่านเกิดเป็นไอออนได้ จึงเรียกยูเรเนียมและสารอื่น
ๆ ที่ให้สมบัติเหมือนยูเรเนียมว่าสารกัมมันตรังสี
หลังจากนั้นไม่นาน ปิแอร์ กูรี (Pierre Curie : 1859 - 1906) และแมรี กูรี (Marie Curie : 186 -
1934)
สองสามีภรรยาซึ่งศึกษาเกี่ยวกับธาตุกัมมันตรังสีได้พบว่ากัมมันตภาพรังสีจากสารประกอบไม่ขึ้นกับชนิดของสารประกอบ
แต่ขึ้นอยู่กับปริมาณของยูเรเนียมเท่านั้น และได้ค้นพบว่า พอลโลเนียม (Po) เรเดียม (Ra) และทอเรียม (Th) สามารถแผ่รังสีได้
ธาตุแทรกซิชัน (transition element) หมายถึง
ธาตุหมู่ B ที่อยู่ระหว่างหมู่ธาตุ IIA และ IIIA โดยธาตุแทรนซิชันมีอิเล็กตรอนบรรจุใน d
หรือ f-ออร์บิทัลไม่เต็ม ได้แก่ ธาตุ d
และกลุ่ม f ในตารางธาตุ
ธาตุแทรนซิชันมีการแบ่งเป็นหมู่ได้ 8 หมู่เช่นเดียวกันธาตุ A เริ่มจากหมู่ IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB และ
IIB ธาตุหมู่ IIB (Zn, Cd, Hg) มีอิเล็กตรอนบรรจุเต็มใน
d-ออร์บิทัล
1. ธาตุแทรนซิชันหลัก (main transition) คือ
ธาตุแทรนซิชันที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนใน d-ออร์บิทัล
2. ธาตุแทรนซิชันชั้นใน (inner transition) คือ
ธาตุแทรนซิชันที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนที่ f-ออร์บิทัล
สมบัติของธาตุแทรนซิชัน
สมบัติของธาตุแทรนซิชันสรุปได้ดังนี้
1. มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2 ยกเว้นธาตุ Cr และ Cu
มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 โดยการบรรจุอิเล็กตรอนในสองระดับ
พลังงานสุดท้ายควรเป็น 4s23d4 และ 4s23d9 ตามลำดับ แต่ปรากฏว่าเป็น 4s13d5 และ 4s13d10 เพราะการบรรจุอิเล็กตรอนแบบหลังจะทำให้อิเล็กตรอนใน s-ออร์บิทัลเป็นแบบการบรรจุครึ่ง ส่วนใน d-ออร์บิทัลของ
Cr เป็นการบรรจุครึ่ง และในd-ออร์บิทัลของ
Cu เป็นแบบการบรรจุเต็ม ซึ่งจะทำให้อะตอมมีความเสถียรมากกว่า
2. อิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก (n) ถัดจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้าไป
จะมีจำนวนไม่เท่ากัน
3. มีสมบัติเป็นโลหะ เป็นตัวนำไฟฟ้าและความร้อนที่ดี โดย Ag เป็นตัวนำความร้อนและไฟฟ้าที่ดีที่สุด
ส่วน Fe, Co, Ni แสดงสมบัติเป็นแม่เหล็กได้
เมื่อวางไว้ในสนามแม่เหล็กเป็นเวลานาน
4.มีขนาดอะตอมใกล้เคียงกันตามคาบ
5.สารประกอบของธาตุแทรนซิชันมีสีเฉพาะตัว
ในนิวเคลียสของธาตุประกอบด้วยโปรตอน
ซึ่งมีประจุบวกและนิวตรอนซึ่งเป็นกลางทางไฟฟ้าสัดส่วนของจำนวนโปรตอนต่อจำนวนนิวตรอนไม่เหมาะสมจนทำให้ธาตุนั้นไม่เสถียร
ธาตุนั้นจึงปล่อยรังสี ออกมากลายไปเป็นอะตอมของธาตุใหม่ที่มีความเสถียรมากขึ้น
ซึ่งเป็นกระบวนการที่เกิดขึ้นเองตามธรรมชาติ ดังตัวอย่างต่อไปนี้
4.2 ธาตุกัมมันตรังสีในธรรมชาติ
4.3 การสลายตัวของธาตุกัมมันตรังสี
ธาตุกัมมันตรังสีสามารถสลายตัวหรือแผ่รังสีได้เองอย่างต่อเนื่องตลอดเวลา
อัตราการแผ่รังสี เป็นสมบัติเฉพาะตัวและมีค่าคงที่
สำหรับธาตุกัมมันตรังสีแต่ละชนิด อัตราการแผ่รังสีจะไม่ขึ้นกับปัจจัยภายนอกใด ๆ
ทั้งสิ้น เช่น ปริมาณตั้งต้นของสารกัมมันตรังสี อุณหภูมิ และความดัน
ซึ่งแตกต่างจากอัตราการเกิดปฏิกิริยาของสารเคมีทั่วไป
แต่จะขึ้นอยู่กับชนิดไอโซโทปโดยทั่วไปรังสีที่ธาตุกัมมันตรังสีปล่อยออกมา
ที่ควรทราบมี 3 ชนิด คือ รังสีแอลฟา
รังสีบีตาและรังสีแกมมา
ตารางธาตุ (Periodic table of
elements)
ตารางธาตุ
(Periodic
table of elements) คือ ตารางที่นักวิทยาศาสตร์ได้รวบรวมธาตุต่างๆ
ไว้เป็นหมวดหมู่ตามลักษณะ และคุณสมบัติที่เหมือนกัน
เพื่อเป็นประโยชน์ในการศึกษาในแต่ละส่วนของตารางธาตุ โดยคาบ ( Period ) เป็นการจัดแถวของธาตุแนวราบ ส่วนหมู่ ( Group ) เป็นการจัดแถวของธาตุในแนวดิ่ง
ซึ่งมีรายละเอียดดังต่อไปนี้
ภาพตารางธาตุปัจจุบัน
1.ธาตุหมู่หลัก มีทั้งหมด 8 หมู่ 7 คาบ
โดยธาตุที่อยู่ด้านซ้ายของเส้นขั้นบันได จะเป็นโลหะ (Metal)
ส่วนทางด้านขวาเป็นอโลหะ (Non metal) ส่วนธาตุที่อยู่ติดกับเส้นขั้นบันไดนั้น
จะเป็นกึ่งโลหะ (Metalloid)
2.ธาตุทรานซิชัน มีทั้งหมด 8 หมู่ แต่หมู่ 8
มีทั้งหมด 3 หมู่ย่อย จึงมีธาตุต่างๆ รวม 10 หมู่ และมีทั้งหมด 4 คาบ
ธาตุอินเนอร์ทรานซิชัน มี
2คาบโดยมีชื่อเฉพาะเรียกคาบแรกว่าคาบแลนทาไนด์
3.(Lanthanide series) และเรียกคาบที่สองว่า คาบแอกทิไนด์ (Actinide series) เพราะเป็นคาบที่อยู่ต่อมาจาก 57La (Lanthanum) และ
89Ac (Actinium) ตามลำดับ คาบละ 14 ตัวรวมเป็น 28 ตัว
การจัดเรียงธาตุลงในตารางธาตุ
เมื่อทราบการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุต่างๆ
แล้ว จะเห็นว่าสามารถจัดกลุ่มธาตุได้ง่ายขึ้น โดยธาตุที่มีระดับพลังงานเท่ากัน
ก็จะถูกจัดอยู่ในคาบเดียวกัน
ส่วนธาตุที่มีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดเท่ากัน
ก็จะถูกจัดอยู่ในหมู่เดียวกัน ดังภาพ
ประเภทของธาตุในตารางธาตุ
ธาตุโลหะ (metal) โลหะทรานซิชันเป็นต้นฉบับของโลหะ
ธาตุโลหะเป็นธาตุที่มีสถานะเป็นของแข็ง ( ยกเว้นปรอท ที่เป็นของเหลว) มีผิวที่มันวาว
นำความร้อน และไฟฟ้าได้ดี มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง (
ช่วงอุณหภูมิระหว่างจุดหลอมเหลวกับจุดเดือดจะต่างกันมาก) ได้แก่ โซเดียม (Na)
เหล็ก (Fe) แคลเซียม (Ca) ปรอท (Hg) อะลูมิเนียม (Al) แมกนีเซียม
(Mg) สังกะสี (Zn) ดีบุก (Sn) เป็นต้น
ธาตุอโลหะ ( Non metal ) มีได้ทั้งสามสถานะ สมบัติส่วนใหญ่จะตรงข้ามกับอโลหะ เช่น ผิวไม่มันวาว
ไม่นำไฟฟ้า ไม่นำความร้อน จุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ เป็นต้น ได้แก่ คาร์บอน( C
) ฟอสฟอรัส (P) กำมะถัน (S) โบรมีน (Br) ออกซิเจน (O 2)
คลอรีน (Cl 2) ฟลูออรีน (F 2) เป็นต้น
ธาตุกึ่งโลหะ (metalloid) เป็นธาตุกึ่งตัวนำ คือ มันจะสามารถนำไฟฟ้าได้เฉพาะในภาวะหนึ่งเท่านั้น
ธาตุกึ่งโลหะเหล่านี้จะอยู่บริเวณเส้นขั้นบันได ได้แก่ โบรอน (B) ซิลิคอน ( Si) เป็นต้น
ธาตุกัมมันตรังสี เป็นธาตุที่มีส่วนประกอบของ
นิวตรอน กับโปรตอน ไม่เหมาะสม (>1.5) ธาตุที่ 83ขึ้นไปเป็นธาตุกัมมันตภาพรังสีทุกไอโซโทปมีครึ่งชีวิต
สมบัติของธาตุในแต่ละหมู่
ธาตุหมู่ I A หรือโลหะอัลคาไล
(alkaline metal)
- โลหะอัลคาไล ได้แก่ ลิเทียม โซเดียม
โพแทสเซียม รูบิเดียม ซีเซียม และแฟรนเซียม
- เป็นโลหะอ่อน ใช้มีดตัดได้
- เป็นหมู่โลหะมีความว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด
สามารถทำปฏิกิริยากับออกซิเจนในอากาศ จึงต้องเก็บไว้ในน้ำมัน
-
ออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะอัลคาไลละลายน้ำได้สารละลายเบสแก่
- เมื่อเป็นไอออน จะมีประจุบวก
- มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ
มีความหนาแน่นต่ำเมื่อเทียบกับโลหะอื่นๆ
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1
ธาตุหมู่ II A หรือโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ
(alkaline earth)
- โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ ได้แก่ เบริลเลียม
แมกนีเซียม แคลเซียม สตรอนเชียม แบเรียม เรเดียม
- มีความว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามาก
แต่น้อยกว่าโลหะอัลคาไล
- ทำปฏิกิริยากับน้ำได้สารละลายเบส สารประกอบโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธพบมากในธรรมชาติ
-
โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีความว่องไวแต่ยังน้อยกว่าโลหะอัลคาไล
- โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2
ธาตุหมู่ III
- ธาตุหมู่ III ได้แก่
B Al Ga In Tl
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 3
ธาตุหมู่ IV
- ธาตุหมู่ IV ได้แก่
C Si Ge Sn Pb
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 4
ธาตุหมู่ V
- ธาตุหมู่ V ได้แก่
N P As Sb Bi
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5
ธาตุหมู่ VI
- ธาตุหมู่ VI ได้แก่
O S Se Te Po
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 6
ธาตุหมู่ VII หรือหมู่แฮโลเจน
(Halogen group)
- หมู่ธาตุแฮโลเจน ได้แก่ ฟลูออรีน คลอรีน
โบรมีน ไอโอดีน และแอสทาทีน
-
เป็นหมู่อโลหะที่ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด (F ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด)
- เป็นธาตุที่มีพิษทุกธาตุและมีกลิ่นแรง
- โมเลกุลของธาตุแฮโลเจนประกอบด้วย 2 อะตอม (Cl 2 Br 2 I 2)
- แฮโลเจนไอออนมีประจุบลบหนึ่ง (F -
C - Br - I - At -)
ธาตุหมู่ VIII หรือก๊าซเฉื่อย
หรือก๊าซมีตระกูล (Inert gas )
- ก๊าซมีตระกูล ได้แก่ ฮีเลียม นีออน อาร์กอน
คริปทอน ซีนอน และเรดอน
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเต็ม 8 อิเล็กตรอน
จึงทำให้เป็นก๊าซที่ไม่ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยา
- ก๊าซมีตระกูลอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว แต่ยกเว้น Kr กับ Xe ที่สามารถสร้างพันธะได้
ขนาดอะตอมของธาตุ
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น