โครงสร้างอะตอม Atoms

อะตอมและตารางธาตุ Atoms and Periodic table

By Natthaporn Kawirads Program CHEMISTRY

ดีโมครีตัส ( นักปราชญ์ชาวกรีก)

อะตอม (Atom) ”ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก”


อะตอม (Atom)

ทอมสัน

รัทเทร์ฟอร์ด

ดอลตัน

กลุ่มหมอก


แบบจ าลองอะตอมของดอลตัน - สารประกอบอนุภาคขนาดเล็ก ที่ไม่สามารถแบ่งแยกออกได้และสร้างขึ้นหรือท าลายให้สูญหายไปไม่ได ้- อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีมวลเท่ากัน มีสมบัติเหมือนกัน แต่ต่างจากอะตอมของธาตุอื่น - สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของอะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ชนิดข้ึนไป - อะตอมของธาตุ 2 ชนิดรวมกันจะเกิดเป็นสารประกอบได้หลายชนิด


แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน

อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุบวก(โปรตอน) และ อนุภาคที่มีประจุลบ(อิ เ ล็ กตรอน ) กระจายอยู่ ทั่ ว ไป อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะม ี ประจุบวก = ประจุลบ


แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน (ต่อ)










แบบจ าลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

การค้นพบโปรตอน การค้นพบนิวตรอน

คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง

พลังงานไอออไนเซชัน


แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ) การค้นพบโปรตอน “ อ ะ ต อ ม ป ร ะ ก อ บ ด้ ว ย

นิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็กแต่มีมวลมาก และมีประจุบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบและมีมวลน้อยมากวิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียส”


แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ) การค้นพบนิวตรอน เซอร์เจมส์ แชดวิด ยิงอนุภาคแอลฟาไป

ยังธาตุต่างๆ จนพิสูจน์ได้ว่า มีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งที่ เป็นกลางทางไฟฟ้า เรียกว่า นิวตรอน (Neutron) จากการทดลองท าให้แบบจ าลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเปลี่ยนไป คือ ภายในนิวเคลียสจะมี โปรตอน และนิวตรอนรวมกัน และมีอิเล็กตรอนวิ่งยุรอบๆ โดยเรียกอนุภาคทั้ง 3 ว่า “อนุภาคมูลฐาน”


แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ)

เลขอะตอม

เลขมวล ไอโซโทป


ไอโซโทป ไอโซโทน และไอโซบาร์

ไอโซโทป คือ อะตอมชนิดเดียวกันมีเลขอะตอมเท่ากัน แต่เลขมวลไม่เท่ากัน ไอโซโทน คือ อะตอมของธาตุต่างชนิดกันมีจ านวนนิวตรอนเท่ากัน แต่จ านวนโปรตอนต่างกัน ไอโซบาร์ คือ อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน แต่เลขอะตอมต่างกัน


คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง


คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง(ต่อ)


คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง(ต่อ)

E = E หมายถึง พลังงานของคลื่น มีหน่วยเป็นจูล (joule) h หมายถึง ค่าคงที่ของแพลงค์ มีค่า 6.6x10-34 จูลวินาที (joule.sec) ν หมายถึง ความถี่ของคลื่น มีหน่วยเป็น รอบต่อวินาที หรือเฮิร์ต (Hz) c หมายถึง ความเข้มของแสง มีค่า 3x108 เมตรต่อวินาที λ หมายถึง ความยาวคลื่น หน่วยเป็นเมตร

= h ν


พลังงานไอออไนเซชัน พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization Energy : IE) พลังงานไอออไนเซชัน คือ พลังงานที่ใช้ในการดึงอิเล็กตรอน 1 อนุภาค ออกจากอะตอมในสถานะแก๊ส กลายเป็นไอออนบวก

เช่น การท าให้โฮโดรเจนอะตอมกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊ส เขียนแสดงได้ดังนี้ H(g) H+(g) + e– IE = 1318 kJ/mol


แบบจ าลองอะตอมของกลุ่มหมอก

อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็ว ด้วยทิศทางไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอกต าแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่าง ๆ ปรากฏการณ์แบบนี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่นจะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง


การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

ระดับพลังงานหลัก

ระดับพลังงานย่อย

การจัดเรียง e แบบแสดงออร์

บิทัล


จากการศึกษาแบบจ าลองอะตอม โดยการค านวณหาค่าพลังงานอิเล็กตรอน ท าให้ทราบว่าอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน และมีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่รอบ ในระดับพลังงานต่างกัน

อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบนิวเคลียส พบว่าอะตอมจะมีระดับพลังงานหลัก 7 ระดับ คือ K L M N O P และ Q

หรือระดับพลังงาน n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 และ 7 และมี

ระดับพลังงานย่อย คือ s p d f By Natthaporn Kawirads Program CHEMISTRY

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

จ านวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลักมีจ านวนไม่เกิน 2n2 เมื่อ n คือระดับพลังงานหลักที่ 1 , 2 , 3 , . . . ระดับพลังงานหลัก n=1 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=2 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 8 อเิล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=3 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 18 อเิล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=4 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 32 อเิล็กตรอน


……………But!!........... ถ้าเป็นอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่อยู่ระดับสุดท้ายของอะตอม ซึ่ ง เป็นระดับพลังงานที่มีพลังงานสูงที่สุด จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 และเรียกอิเล็กตรอนในระดับนั้นว่า “เวเลนซ์อิเล็กตรอน”


ตัวอย่างเช่น ธาต ุ จ านวนE N=1 N=2

N=3

N=4

N=5

N=6 N=7

แบบย่อ

H 1 1

C 6 2 4 2,4

Ne 10 2 8 2,8

Na 11 2 8 1 2,8,1

Al 13 2 8 3 2,8,3

O 16 2 8 6 2,8,6


ระดับพลังงานย่อยของอิเล็กตรอนในอะตอม

ในระดับพลังงาน n=1 มี 1 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 1s

ในระดับพลังงาน n=2 มี 2 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 2s 2p

ในระดับพลังงาน n=3 มี 3 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 3s 3p 3d

ในระดับพลังงาน n=4 มี 4 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 4s 4p 4d 4f


ในแต่ละพลังงานย่อยจะประกอบด้วยออร์บิทอล (Orbital) ซึ่งออร์บิทอลในระดับพลังงานย่อยเดียวกันจะมีคา่พลังงานเท่ากัน


ในแตล่ะระดับพลังงานย่อย จะมีจ านวนออรบ์ิทอลแตกต่างกัน ดังนี้

ระดับพลังงานย่อย s มี 1 orbital

ระดับพลังงานย่อย p มี 3 orbital

ระดับพลังงานย่อย d มี 5 orbital

ระดับพลังงานย่อย f มี 7 orbital

ตารางแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอน

ระดับพลังงาน

ใหญ่

ระดับพลังงานย่อย จ านวนอิเล็กตรอน Sum จ านวนอิเล็กตรอนในระดับ

พลังงานใหญ ่

n = 1 1s 2 2

n = 2 2s, 2p 2,6 8

n = 3 3s, 3p, 3d 2, 6, 10 18

n = 4 4s, 4p, 4d, 4f 2, 6, 10,14 32

n = 5 5s, 5p, 5d, 5f, 5g 2, 6, 10,14,18 50


ดังนั้น อิเล็กตรอนเข้าไปอยู่ในอะตอมตามล าดับพลังงานในพลังงานย่อยจาก น้อยไปหามาก

แผนภาพแสดง การจัดเรียง อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานย่อย


การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบแสดงออร์บิทอล

เนื่องจากอิเล็กตรอนมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสจึงมีอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติแตกต่างกัน

โดย s orbital มีความหนาแน่น

ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสเท่ากันทุก

ทิศทาง ท าให้มองเห็นเป็นรูปร่างทรงกลม


p orbital มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณรอบแกน x y และ z จึงเรียก Px Py และ Pz orbital ตามล าดับ จะมีรูปร่างคล้าย ดัมเบลล์ มีพลังงานเท่ากันแต่มีทิศทางต่างกัน



d orbital มีความซับซ้อนมากยิ่งขึ้น โดยสองออร์บิทอล คือ dz2 และ dz2 - y2 มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณแกน z และแกน x กับแกน y ตามล าดับ อีกส่วนของออร์บิทอลคือ dzy dyz และ dxz

f orbital มีทั้งหมด 7 ออร์บิทอล จึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ 14 อิเล็กตรอน



ในการบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งๆ ลงในออร์บิทอลที่เหมาะสม มีหลักพิจารณาดังนี ้ โดยทั่วไป อิเล็กตรอนจะอยู่ เป็นคู่ ในออร์บิทอลเดียวกัน แต่มีสมบัติไม่เหมือนกันและอิเล็กตรอนคู่นั้นจะมีการหมุนรอบตัวเองต่างกัน ตามหลักของเพาลี (Pauli exclusion principle) ดังภาพ


และการบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุต่างๆ จะต้องบรรจุจากออร์บิทอลที่มีพลังงานต่ าสุดและว่างก่อนเสมอ ตามกฎของเอาฟบาว (Aufbua principle) เพื่อท าให้พลังงานของอะตอมเสถียรที่สุด But!! ถ้ามีหลายออร์บิทอล จะต้องบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทอลให้ครบก่อนทุกอัน แล้วจึงบรรจุอิเล็กตรอนที่เหลือให้เต็มทุกออร์บิทอล ตามกฎของฮุนด์ (Hund’s rule)

เช่น.............

มี 2 อิเล็กตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุอเิล็กตรอนได้เป็น

มี 5 อิเล็กตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุเล็กตรอนได้เป็น


ตัวอย่างการเขียนแผนภาพแสดงการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัล


อะตอมของธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนเต็มในทุกๆ ออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันเรียกว่า การบรรจุเต็ม (full filled) ถ้ามีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงครึ่งเดียวเรียกว่า การบรรจุครึ่ง (half filled) การบรรจุเต็มหรือบรรจุครึ่งจะท าให้อะตอมมีความเสถียรมากกว่าการบรรจุแบบอื่นๆ


Ex

การบรรจุเต็ม การบรรจุครึ่ง

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ตามล าดับระดับพลังงาน มีบางธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยไม่ เป็นไปตามหลักการ เช่น Cr เลขอะตอม 24 มีแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ดังนี้


Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ไม่ใช ่ 4s2 3d4

หรือ Cu เลขอะตอม 29 บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ดังนี้

Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ไม่ใช ่ 4s2 3d9


การที่บรรจุอิเล็กตรอนของ Cr เป็น 4s1 3d5 โดยมีอิเล็กตรอนใน 3d–orbital เป็น 5 อเิล็กตรอน เปน็ การบรรจุแบบครึ่ง (Half–filled electronic configuration) ซึ่งท าให้อะตอมมีความเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s2 3d4

ส่วน Cu ซึ่งบรรจุอิเล็กตรอนเป็น 4s1 3d10 จะเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s2 3d9 เพราะ 3d–orbital มีจ านวนอเิล็กตรอนเต็มทุกออร์บทิัล เป็น การบรรจุแบบเต็ม (Full–filled electronic configuration)


ตารางธาต ุ


ตารางธาตุ (Periodic Table)

วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ

โยฮันดน์ เดอเบอไรเนอร์ จัดธาตุ เป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุ เรียกว่า ชุดสาม และพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุแรกและธาตุหลังโดยประมาณ เช่น Li มีมวล 6.9 Na มีมวล 23.0 K มีมวล 39.1

มวลอะตอม Na = = 23


จอห์น นิวแลนด์ส ได้เสนอกฎว่า ถ้าน าธาตุมาเรียงล าดับ

ตามมวลอะตอมจะพบว่าธาตุที่ 8 มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1 โดย

เริ่มจากธาตุใดก็ได้ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)


*** จากวิวัฒนาการของการสรา้งตารางธาตุของ จอห์น

นิวแลนด์ส ที่ได้เสนอมา จากตารางจะไมร่วมก๊าซเฉื่อย

แต่กฎนี้ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียม(Ca)เท่านั้นและไม่สามารถ

อธิบายได้ว่า เหตุใดมวลอะตอมจึงมาเกี่ยวข้องกับความ

คล้ายคลึงกันของธาตุได ้


เมนเดเลเอฟและไมเออร์ ได้ตั้งข้อสังเกตอย่างเดียวกันในเวลาใกล้เคียงกันว่าถ้าเรียงธาตุตามล าดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก จะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงๆ การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงเช่นนี้ เมนเดเลเอฟ ตั้งเป็นกฎเรียกว่า “กฎพีริออดิก” และได้เผยแพร่ความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์ผลงานของเขาออกมาหนึ่งปี เพื่อให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกว่า ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ



ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ ากันเป็นช่วงๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงล าดับมวลอะตอมของธาตุจากน้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นต าแหน่งของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ

เมนเดเลเอฟ จึงสามารถท านายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียง โดยเขาให้ชื่อธาตุนี้ว่า ธาตุเอคา-ซิลิคอน 15 ปีต่อมาวิงค์เลอร์จึงค้นพบธาตุนี้ ในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886) ซึ่งก็คือ ธาตุเจอร์เมเนียม ดังตารางต่อไปนี้



ตาราง เปรียบเทียบสมบัติของเอคาซิลิคอนกับเจอร์เมเนียมที่ท านายและค้นพบ


การเรียงธาตุตามมวลอะตอมในตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟนั้น เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในสมัยนั้นยังไม่มีความเข้าใจเรื่องโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทป


เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามล าดับเลขอะตอม หรือจ านวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ


ตารางธาตุที่นิยมใช้ในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ แต่เรียงธาตุตามล าดับเลขอะตอมแทนการเรียงตามมวลอะตอม ซึ่งจะพบตารางธาตุที่มีการก าหนดหมู่ของธาตุด้วยระบบที่ต่างกัน ได้แก่ ระบบของยุโรปและอเมริกา ทั้ง 2 ระบบนี้มีการก าหนดหมู่ธาตุด้วยเลขโรมันและก ากับด้วยตัวอักษร A B เช่นเดียวกัน แต่ก็ยังมีความแตกต่างกัน เพื่อท าให้เกิดความเข้าใจที่ตรงกันเป็นสากลองค์การนานาชาติทางเคมี (IUPAC) จึงได้ก าหนดหมู่เลขของธาตุด้วยระบบที่เป็นตัวเลขอารบิกทั้งหมด ตั้งแต่หมู่ 1-18

ลักษณะของตารางธาตุปัจจุบัน


สมบัติของตารางธาตุ

- ธาตุหมู่ A ซึ่งอยู่ในหมู่เดียวกัน จะมีสมบัติคล้ายกัน และมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน (Ve บอกหมู่) เช่น

ธาตุ Li และ Na มี Ve เท่ากับ 1 ดังนั้นธาตุทั้งสองจึงอยู่ในหมู่ 1A


- ธาตุแทรนซิชันส่วนใหญ่จะมี Ve เท่ากับ 2 เว้นบางธาตุ มี Ve เท่ากับ 1 เชน่ Cr Cu เปน็ต้น

- ธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกัน จะมีจ านวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอนเท่ากัน และจะเท่ากับล าดับของคาบที่ธาตุนั้นๆ อยู่ เช่น Li และ Be มีจ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 2 ระดับ คือ K L ดังนั้นธาตุทั้งสองนี้จึงอยู่ในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ


สมบัติของตารางธาตุ (ต่อ)

การเรียกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป ตามระบบ IUPAC

- ให้เรียกเลขอะตอมเป็นภาษาละตินแล้วลงท้ายด้วย – ium

- จ านวนนับในภาษาละติน มีดังนั้น

O = นิล (nil) 4 = ควอด (quad) 8 = ออกต์ (oct)

1 = อูน (un) 5 = เพนท์ (pent) 9 = เอนท์ (enn)

2 = ไบ (bi) 6 = เฮก (hex)

3 = ไตร (tri) 7 = เซปท(์sept)


ตัวอย่างการเรียกชื่อ

- ธาตุที่ 104 เรียกชื่อ อูนนิลควอเดียม สัญลักษณ์ Unq

- ธาตุที่ 105 เรียกชื่อ อูนนิลเพนเทียม สัญลักษณ์ Unp

- ธาตุที่ 106 เรียกชื่อ อูนนิลเฮกเซยีม สัญลักษณ์ Unh

- ธาตุที่ 107 เรียกชื่อ อูนนิลเซปเทียม สัญลักษณ์ Uns


การบอกต าแหน่งของธาตุในตารางธาตุ

ขั้นที่ 1 จัดเรียงอิเล็กตรอนแบบระดับพลังงานหลัก

ขั้นที่ 2 จ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จะเท่ากับคาบที่ธาตุนั้นอยู ่

ขั้นที่ 3 หาก Ve เท่ากับ 3 ถึง 8 จะเปน็ธาตุหมู่ 3A ถึง 8A ตามล าดับ


But!! หาก Ve เท่ากับ 1 หรือ 2

กรณีที่ 1 หากจ านวนอิเล็กตรอนของชั้นถัดเข้ามามี 8 ตัว จะเปน็ธาตุหมู่ 1A 2A ตามล าดับ

กรณีที่ 2 หากจ านวนอิเล็กตรอนของชั้นถัดเข้ามาไม่ใช่ 8 ตวั จะเป็นธาตุแทรนซิชัน


การบอกต าแหน่งของธาตุในตารางธาตุ (ต่อ)

สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ สมบัติหลายประการของธาตุทั้งหลายในตารางธาตุมี

ความสัมพันธ์กับการจัดอิเล็กตรอนและเลขอะตอมของธาตุนั้นๆ และสมบัติต่างๆของธาตุดังกล่าวจะแปรเปลี่ยนไปตามหมู่ และคาบ ซึ่งอาจจะเปลี่ยนแปลงในทางที่เพิ่มขึ้นหรือลดลงเมื่อเลขอะตอมของธาตุเพิ่มขึ้นก็ได้ สมบัติดังกล่าวของธาตุ คือขนาดอะตอม พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโทรเนกาติวิตี สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ความเป็นโหละ ความเป็นอโหะ และเลขออกซิเดชัน เป็นต้น


1. ขนาดของอะตอม

การเปรียบเทียบแนวโน้มของขนาดอะตอม ส่วนใหญ่จะพิจารณาจากค่ารัศมีอะตอม มีหน่วยเป็น พิโกเมตร (pm) หรือ 1 pm = 10-12 m


ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี ้


1. จ านวนระดับพลังงาน

อะตอมของธาตุที่มีจ านวนระดับชั้นพลังงานของอิเล็กตรอนมากจะมี ขนาดอะตอมใหญ่กว่ า อะตอมของธาตุที่มีจ านวนระดับชั้ นพลั ง งานของอิเล็กตรอนน้อย

ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี้ (ต่อ)


2. ถ้ามีจ านวนระดับชั้นพลังงานเท่ากัน ให้พิจารณา จ านวนโปรตอนในนิวเคลียส

อะตอมที่มีจ านวนโปรตอนในนิวเคลียส (ประจุ+) มากในนิวเคลียส จะมีขนาดอะตอมเล็กกว่า อะตอมที่มีจ านวนโปรตอนในนิวเคลียส (ประจ+ุ) น้อย


ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี้ (ต่อ)

3. อัตราส่วนของจ านวนโปรตอนตอ่จ านวนอิเล็กตรอนใน นวิเคลียส (p/e)

ไอออนของธาตุใดมีค่า p/e มาก จะมขีนาดเล็กกว่า ไอออนของธาตุใดมีค่า p/e น้อย

- แนวโน้มของขนาดอะตอมใน หมู่ เดียวกัน

ธาตุในหมู่เดียวกันจะมี ขนาดใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะ ในหมู่เดียวกันมีจ านวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้นท าให้อะตอมมีขนาดใหญ่ขึ้น ในการเพิ่มของจ านวนระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจ านวนประจุบวก (โปรตอน) ในนิวเคลียส

65


- แนวโน้มของขนาดอะตอมใน คาบ เดียวกัน

ในคาบเดียวกันอะตอมจะม ีขนาดเล็กลงตามล าดับจากซ้ายไปขวา เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีระดับพลังงานเท่ากัน แต่มีโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่ม อิเล็กตรอนจึงถูกดึงดูดแรงกว่าเดิม และยิ่งมีแรงดึงดูดมากขึ้นขนาดอะตอมจะยิ่งเล็กลงตามล าดับ

66


สรุปแนวโน้มของขนาดอะตอม

67


2. ขนาดของไอออน

- ขนาดของอะตอมเปรียบเทียบกับขนาดไอออนบวก

เมื่ออะตอมเสียอิเล็กตรอนจะกลายเป็นไอออนบวก จะมีขนาดเล็กกว่าขนาดของอะตอมที่เป็นกลาง เพราะมีจ านวนอิเล็กตรอนน้อยลงในขณะที่โปรตอนเท่าเดิม ท าให้โปรตอนดึงดูดอิเล็กตรอนวงนอกได้แรงขึ้น ขนาดของไอออนจึงเล็กลง และยิ่งเสียอิเล็กตรอนมากขนาดยิ่งเล็กลง เช่น

ขนาดของ Fe > Fe+ > Fe2+ 68


- ขนาดของอะตอมเปรียบเทียบกับขนาดไอออนลบ

ไอออนลบจะโตกว่าอะตอมที่เป็นกลาง เพราะจ านวนโปรตอนเท่าเดิม แต่จ านวนเวเลนต์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ท าให้แรงดึงดูดลดลงขนาดไอออนจึงขยายใหญ่ขึ้น ถ้ายิ่งเป็นลบมากจะยิ่งมีขนาดใหญ่มาก เช่น

ขนาดของ O2- > O- > O

69


แนวโน้มของขนาดไอออนใน หมู่ เดียวกัน

ไอออนบวกและไอออนลบในหมู่เดียวกันจะมีขนาดใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เช่นเดียวกับขนาดอะตอม เพราะมีจ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง

70


แนวโน้มของขนาดไอออนใน คาบ เดียวกัน

ในคาบเดียวกันทางซ้ายเป็นไอออนบวก ส่วนทางขวาเป็นไอออนลบ ดังนั้นจึงมีแนวโน้มเป็นดังนี้ ในคาบเดียวกันจะเล็กลงจากซ้ายไปขวาในไอออนบวก แล้วเริ่มโตขึ้นอีกเมื่อถึงไอออนลบ จากนั้นก็จะมีขนาดเล็กลงจากซ้ายไปขวาเช่นเดียวกัน

71


ใหญ ่

เล็ก เล็กสุด ใหญ่สุด

สรุปแนวโน้มของขนาดไอออน

เล็ก

72


3. พลังงานไอออไนเซชัน (IE)

พลังงานไอออไนเซชัน คือ พลังงานที่น้อยที่สุดที่ท าให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของธาตุในสถานะแก๊ส

พลังงานไอออไนเซชันที่ท าให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดจากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า “พลังงานไอออไนเซชันล าดับที่ 1” เขียนสมการแทนได้ดังนี้

X(g) X+(g) + e- ..............IE1

73


แนวโน้มของ IE1 ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันพลังงานไอออไนเซชันล าดับที่ 1 มีค่าลดลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นอิเล็กตรอนวงนอกสุดถู กดึ งดู ด โดยประจุบวกในนิ ว เคลี ยสได้น้ อยลง อิเล็กตรอนจึงหลุดง่ายขึ้นพลังงาน IE1 ที่ใช้จึงน้อย

74


แนวโน้มของ IE1 ของธาตุในคาบเดียวกัน

IE1 ของธาตุจะเพิ่มข้ึน จากซ้ายไปขวา เพราะขนาดอะตอมจะเล็กลงจากซ้ายไปขวา อิเล็กตรอนชั้นนอกสุดจึงถูกดึงดูดโดยประจุบวกในนิวเคลียสได้แรงขึ้น

แต่ยกเว้นบางธาตุมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่เสถียรจึงท าให้ IE1 มีค่าสูง และบางธาตุไม่เสถียร อิเล็กตรอนจึงถูกดึงให้หลุดได้ง่าย จึงท าให้ค่า IE1 ต่ า

ท าให้การเพิ่มค่าพลังงานไอออไนเซชันไม่เป็นระเบียบ

75


น้อย

มาก น้อย

สรุปแนวโน้มของพลังงานไอออไนเซชัน

มาก

76


4. ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN)

ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) คือ ค่าที่แสดงถึงความ สามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมของธาตุต่างๆที่รวมกันเป็นสารประกอบ ธาตุที่มี EN สูง จะสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุที่มีค่า EN ต่ า

77


แนวโน้มของ EN ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันค่า EN จะลดลงจากบนลงล่าง หรือลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง แรงดึงดูดระหว่างประจุบวกในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกจึงลดลง

78


แนวโน้มของ EN ของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันค่า EN จะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา หรือเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะขนาดของอะตอมเล็กลงจากซ้ายไปขวา ท าให้แรงดึงดูดระหว่างประจุบวกในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกเพิ่มขึ้น ดังนั้นในคาบเดียวกัน ธาตุหมู่ IA มีค่า EN ต่ าสุด ส่วนธาตุหมู่ VIIA มีค่า EN สูงสุด ยกเว้น ธาตุหมู่ VIIIA ไม่มีค่า EN = 0

79


สรุปแนวโน้มของพลังงานอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN)


น้อย

มาก น้อย มาก

5. อิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) หรือ สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน

อิ เล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) หรือ สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน หมายถึง พลังงานที่เปลี่ยนแปลง (ส่วนใหญ่คายพลังงาน) เมื่ออะตอมในสถานะแก๊สรับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนลบในสถานะแก๊ส เช่น

Cl(g) + e- Cl -(g) .......... EA = -349 kJ/mol

81


ค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) เป็นค่าที่บอกความ สามารถในการรับอิเล็กตรอนของอะตอม อะตอมของธาตุใดมีค่าเป็น ลบมาก แสดงว่า อะตอมของธาตุนั้นรับอิเล็กตรอนได้ง่าย หรือเกิดไอออนลบที่เสถียร ยิ่งลบมากยิ่งเสถียรมาก แต่ถ้าค่าอิ เล็ กตรอนอัฟฟินิ ตี (EA) เป็นบวก แสดงว่ า เป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดพลังงานและเกิดไอออนลบที่ไม่เสถียร

82


แนวโน้มของ EA ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันค่า EA มีค่าเป็นลบน้อยลงจากบนลงล่าง เพราะจ านวนชั้นของอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ท าให้ขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้น แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกหรืออิเล็กตรอนที่เข้าไปใหม่จึงน้อยลง อิเล็กตรอนที่เข้าไปใหม่จึงหลุดได้ง่าย

83


แนวโน้มของ EA ของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันค่า EA ส่วนใหญ่มีค่า เป็นลบมากขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะขนาดของอะตอมมีค่าเล็กลงจากซ้ายไปขวา นวิเคลียสจึงดึงดูดอิเล็กตรอนที่เข้ามาใหม่ได้ดีขึ้นตามล าดับ

84


ค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) ถ้าไม่คิดเครื่องหมาย ส่วนใหญ่จะมีแนวโน้มลดลงจากบนลงล่างของธาตุในหมู่เดียวกัน และจะมีแนวโน้มเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาของธาตุในคาบเดียวกัน โดยธาตุหมู่ VIIA มีค่า EA สูงสุดภายในคาบ ( ยกเว้น หมู่ IA , IIA และ VIIIA )

85


สรุปแนวโน้มของค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) โดยไม่คิดเคร่ืองหมาย

มาก

น้อย

มาก น้อย ลด

ลง

เพิ่มขึ้น

สรุปแนวโน้มของค่า EA โดยไม่คิดเครื่องหมาย

86


6. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาค

แบ่งแรงยึดเหนี่ยวออกได้เป็น 3 กลุ่มหรือ 3 บริเวณ คือ

1. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ

2. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะ โควาเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาข่าย

3. กลุ่มธาตุที่อยู่ในรูปโมเลกุลเดี่ยวและมีแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างโมเลกลุเป็นแรงแวนเดอร์วาลล์ชนิดแรงลอนดอน

87


1. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ

เนื่องจากพันธะโลหะแข็งแรงขึ้นเมื่อขนาดอะตอมเล็กลง ดังนั้นในหมู่เดียวกัน แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมจะแข็งแรงน้อยลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น

ส่วนใน คาบเดียวกันแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะจากซ้ายไปขวาในคาบเดียวกันขนาดอะตอมจะเล็กลง

88


จะเกิดกับธาตุกึ่งโลหะ จะมีไม่กี่ธาตุส่วนใหญ่อยู่ในแนวดิ่งเนื่องจากอะตอมเล็กเกิดพันธะโควาเลนต์ที่แข็งแรงกว่าอะตอมใหญ่ ดังนั้น ในหมู่เดียวกันความแข็งแรงของแรงยึดเหนี่ยวจะลดลงจากบนลงล่าง เพราะจากบนลงล่างขนาดอะตอมของธาตุใหญ่ขึ้น ท าให้แรงยึดเหนี่ยวลดลง

2. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโควาเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาขา่ย

89


3. กลุ่มธาตุที่อยู่ในรูปโมเลกุลเด่ียวและมีแรงยึดเหนี่ยว ระหวา่งโมเลกุลเป็นแรงแวนเดอร์วาลลช์นิดแรงลอนดอน

จะเกิดกับธาตุจ าพวกอโลหะ เนื่องจากแรงแวนเดอร์วาลล์ (ลอนดอน) มีค่ามากขึ้นเมื่อมวลโมเลกุลเพิ่มขึ้น ในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวาส่วนใหญ่จะมีมวลโมเลกุลลดลง โดยเฉพาะ หมู่ VIIA หมู่ VIIIA ดังนั้น จึงมีแรงยึดเหนี่ยวน้อยลง เช่น

90


ก ามะถัน (หมู่ VIA) 1 โมเลกุล (S8) มี 8 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 256 คลอรีน (หมู่ VIIA) 1 โมเลกุล (Cl2) มี 2 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 71 อาร์กอน (หมู่ VIIIA) 1 โมเลกุล (Ar) มี 1 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 39.9

พบว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของ S8 Cl2 Ar ตามล าดับ

สรุปแนวโน้มของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของธาตุในตารางธาตุ

92


7. จุดหลอมเหลวและจุดเดือด

- การหลอมเหลวหรือการเดือดกลายเป็นไอของโลหะ ในคาบเดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะพันธะโลหะมีค่าเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

ในหมู่เดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะลดลงจากบนลงล่าง

93


- การหลอมเหลวหรือการเดือดกลายเป็นไอของธาตุที่เป็นโมเลกุลเดี่ยว เป็นการท าลายแรงแวนเดอร์วาลล์ (ลอนดอน) ซึ่งเป็นแรงยึดเหนี่ยวท่ีไม่แข็งแรง

ในคาบเดียวกัน มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดลดลงจากซ้ายไปขวา โดยเฉพาะหมู่ VIIA หมู ่VIIIA เพราะแรงแวนเดอร์วาลล์ลดลงจากซ้ายไปขวา

ในหมู่เดียวกัน มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง

94


- การหลอมเหลวและการเดือดกลายเป็นไอของธาตุที่เป็นโครงร่างตาข่าย เป็นการท าลายพันธะโควาเลนต ์ ดังนั้นจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุพวกนี้จึงสูง และมีแนวโน้มเหมือนกับพวกที่มีพันธะโลหะ

95


ในหมู่เดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะลดลงจากบนลงล่าง

สรุปแนวโน้มของจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามตารางธาตุ

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นพันธะโลหะ

( พวกโลหะ )

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นพันธะโคเวเลนต์

( พวกกึ่งโลหะ )

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นแรงแวนเดอร์วาวล์

ชนิดแรงลอนดอน ( พวกอโลหะ )

96


8. ความหนาแน่น

แนวโน้มของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันความหนาแน่นของธาตุจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะจากบนลงล่างมวลและปริมาตรของอะตอมของธาตุเพิ่มขึ้น แต่อัตราการเพิ่มมวลมากกว่าการเพิ่มปริมาตรจึงท าให้ความหนาแน่นเพิ่มขึ้น

VMD

97


ความหนาแน่น (D) เป็นอตัราส่วนของมวลต่อปริมาตร ดังนั้นการค านวณความหนาแน่นจึงขึ้นอยู่กับมวลและปริมาตรของธาต ุ

แนวโน้มของความหนาแน่นของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันกลุ่มที่เป็นโลหะมีความหนาแน่นเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะอะตอมมีขนาดเล็กลง

ธาตุที่เป็นเมตัลลอยด์ (กึ่งโลหะ) หรือธาตุที่มีโครงผลึกร่างตาข่าย ความหนาแน่นจะลดลงเล็กน้อย

ธาตุที่เป็นอโลหะความหนาแน่นของอโลหะจะลดลงจากซ้ายไปขวา เพราะแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมีค่าลดลง

98


9. ความเป็นโลหะและอโลหะ

ความเป็นโลหะและอโลหะของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันความเป็นโลหะของธาตุเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง ส่วนความเป็นอโลหะของธาตุจะลดลงจากบนลงล่าง

ความเป็นโลหะและอโลหะของธาตุในคาบเดียวกัน ภายในคาบเดียวกันความเป็นโลหะจะลดลงจากซ้ายไปขวา ส่วนความเป็นอโลหะจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

99


สรุปแนวโน้มของความเป็น โลหะ ของธาตุในตารางธาตุ

น้อย น้อยมาก

มาก

100


สรุปแนวโน้มของความเป็น อโลหะ ของธาตุในตารางธาตุ

น้อย มาก

น้อยมาก 101


10. ความว่องไวของธาตุในการเกิดปฏิกิริยาเคมี

โลหะเมื่อท าปฏิกิริยากับอโลหะ โลหะจะเสียอิเล็กตรอน ดังนั้นโลหะใดเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก

ในหมู่เดียวกัน โลหะจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะพันธะโลหะระหว่างอะตอมแข็งแรงน้อยลงจึงเปลี่ยนสถานะได้ง่ายขึ้น

102


ในคาบเดียวกัน โลหะจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยาลดลงจากซ้ายไปขวา เพราะพันธะโลหะและพลังงานไอออไนเซชันเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา โลหะจึงเปลี่ยนสถานะและเสียอิเล็กตรอนได้ยากขึ้น

103


อโลหะเมื่อเข้าท าปฏิกิริยากับโลหะหรืออโลหะด้วยกัน อโลหะใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมน้อยหรือรับอิเล็กตรอนได้ง่าย จะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก กรณีนี้สามารถพิจารณาจากค่า EN หรือ EA ก็ได้ คือ ถ้าค่า EN สูง จะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก

ในหมู่เดียวกัน อโลหะจะมีความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาลดลงจากบนลงล่าง เพราะในหมู่เดียวกัน ค่า EN และ EA จะลดลงจากบนลงล่าง

104


ในคาบเดียวกัน อโลหะจะมีความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะจากซ้ายไปขวา ค่า EN และ EA จะเพิ่มขึ้น (ไม่คิดเครื่องหมาย)

105


หมายเหตุ

ส าหรับ ธาตุหมู่ VIIIA มีแนวโน้มของความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาเช่นเดียวกันกับโลหะ คือ ในหมู่เดียวกันความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะในการท าปฏิกิริยาธาตุหมู่ VIIIA จะเสียอิเล็กตรอน

106


สรุปแนวโน้มของความว่องไวในการเข้าท าปฏิกิริยา

VIIIA

น้อย

มาก

โลหะ อโลหะ

Li

Cs

F

I

น้อย

มาก

น้อย

น้อย

มาก

107































ส้ินสุดการน าเสนอ

Education

โครงสร้างอะตอม Atoms