อะตอมและตารางธาตุ

Posted: March 5, 2012 in Uncategorized

อะตอมและตารางธาตุ

แบบจำลองอะตอม

แนวคิดในการพัฒนาแบบจำลองอะตอม

ในสมัยโบราณมีนักปราชญ์ชาวกรีกชื่อ ดิโคริตุส (Democritus) เชื่อว่าเมื่อย่อยสารลงเรื่ออย ๆ จะได้ส่วนที่เล็กที่สุดซึ่งไม่สามารถทำให้เล็กลงกว่าเดิมได้อีก และเรียกอนุภาคขนาดเล็กที่สุดว่า อะตอม ซึ่งคำว่า “อะตอม”(atom) เป็นคำซึ่งมาจากภาษากรีกว่า (atomas) แปลว่า แบ่งแยกอีกไม่ได้

          สสารทั้งหลายประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุด จะไม่สามารถมองเห็นได้และจะไม่สามารถแบ่งแยกให้เล็กลงกว่านั้นได้อีก แต่ในสมัยนั้นก็ยังไม่มีการทดลอง เพื่อพิสูจน์และสนับสนุนแนวความคิดดังกล่าว

          แบบจำลองอะตอม (Atomic model) เป็นภาพทางความคิดที่แสดงให้เห็น รายละเอียดของโครงสร้างอะตอมที่สอดคล้อง กับผลการทดลองและใช้อธิบายปรากฏการณ์ ของอะตอมได ้

แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

อะตอมมีลักษณะทรงกลม และเป็นอนุภาคที่มีขนาดเล็กที่สุด ซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่หรือทำให้สูญหายได้

จอห์น ดอลตัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ เป็นนักเคมีคนแรกที่เสนอแนวคิดเกี่ยวกับอะตอม ซึ่งมีสาระสำคัญดังนี้

 ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ หลายอนุภาค อนุภาคเหล่านี้เรียกว่า อะตอม ซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายหรือสร้างขึ้นใหม่ไม่ได้

 อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันย่อมมีสมบัติเหมือนกัน มีมวลเท่าๆ กัน แต่มีสมบัติแตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น ๆ

 สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่า 1 ชนิด ทำปฏิกิริยากันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวอย่างง่าย

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

อะตอม ประกอบด้วย อนุภาคโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ

เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้ทำการศึกษาและทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของก๊าซโดยใช้หลอดรังสีแคโทด ได้ผลสรุปด้งนี้
ค่าอัตราส่วนประจุต่อมวลของอนุภาคลบหรืออิเล็กตรอน (e ) มีค่าเท่ากับ  คูลอมบ์ต่อกรัม ซึ่งมีค่าคงที่เสมอไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซและโลหะที่ใช้ทำแคโทด

สรุปแบบจำลองอะตอมของทอมสัน
อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลุม มีอนุภาคที่มีประจุบวก เรียกว่า โปรตอน อนุภาคที่มีประจุลบ เรียกว่า อิเล็กตรอน และจำนวนโปรตอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปในทรงกลม

การทดลองที่สนับสนุนแบบจำลองอะตอมของทอมสัน

 สโตนีย์ ได้ศึกษาผลงานของฟาราเดย์ และเป็นผู้สรุปว่า ไฟฟ้าประกอบด้วยอนุภาคทางไฟฟ้าและตั้งชื่ออนุภาคนี้ว่า อิเล็กตรอน ซึ่งเป็นอนุภาคขนาดเล็กในอะตอมของธาตุ

 ฟาราเดย์ ได้ศึกษาเกี่ยวกับการแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้าและได้ตั้งกฏการแยกสารด้วยไฟฟ้า

รอเบิร์ต แอนดูรส์ มิลลิแกน ได้ทำการทดลองต่อจากทอมสัน เพื่อหาประจุที่มีอยู่ในอิเล็กตรอนแต่ละตัว เรียกการทดลองนั้นว่า

แต่ละตัว มีประจุเท่ากับ  คูลอมบ์

 แต่ละตัว มีมวลเท่ากับ   คูลอมบ์

 ออยแกน โกลด์สไตน์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองโดยใช้หลอดรังสีแคโทด พบว่า อนุภาคบวก มีค่าอัตราส่วนประจุต่อมวลไม่คงที่ ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซ และอนุภาคบวกที่เกิดจากไฮโดรเจน เรียกว่า โปรตอน์

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์

อะตอม ประกอบด้วย นิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมอยู่ตรงกลาง มีขนาดเล็ก และมีมวลมาก และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีมวลน้อยวิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียส

ลอร์อเออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ และฮันส์ ไกเกอร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำบาง ๆ เรียกการทดลองนี้ว่าการทดลองการกระเจิงรังสีอัลฟาของรัทเทอร์ฟอร์ด

จากการทดอลองพบว่า

  • อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่วิ่งเป็นแนวเส้นตรงทะลุแผ่นทองคำบาง ๆ
  • อนุภาคแอลฟาบางส่วนวิ่งเบี่ยงเบนไปจากแนวเส้นตรง
  • อนุภาคแอลฟาส่วนน้อยสะท้อนกลับ

ดังนั้นรัทเทอร์ฟอร์ด เชื่อว่า น่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ภายในนิวเคลียส ซึ่งไม่มีประจุ แต่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอน

เซอร์เจมส์ แชดวิก นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา (12 )ไปยังอะตอมของธาตุต่าง ๆ และได้สรุปว่า ในนิวเคลียสของอะตอมมีอนุภาคที่เป็นกลางทางไฟฟ้า เรียกว่า นิวตรอน ดังนั้นแบบจำลองอะตอม จึงมีลักษณะดังรูป

แบบจำลองอะตอมของนีลส์ โบร์

นีลส์ โบร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก ได้ทำการศึกษาการเกิดสเปกตรัมของก๊าซไฮโดรเจน และได้สร้างแบบจำลองอะตอมเพื่อใช้อธิบายลักษณะการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นวงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ แต่ละวงจะมีระดับพลังงานเฉพาะตัว และเรียกระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด ซึ่งมีระดับพลังงานต่ำที่สุด เรียกว่า ระดับพลังงาน K และเรียกระดับพลังงานถัดออกมาว่า ระดับพลังงาน L,M,N,… ตามลำดับ

แบบจำลองอะตอมของกลุ่มหมอ

อะตอมจะประกอบด้วย กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียส โดยมีทิศทางไม่แน่นอน โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนบริเวณใกล้นิวเคลียสมีมากกว่าบริเวณที่อยู่ห่างจากนิวเคลียส

เนื่องจากแบบจำลองอะตอมของโบร์ใช้อธิบายได้ดีเฉพาะธาตุไฮโรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ดังนั้นถ้าธาตุมีหลายอิเล็กตรอน ทฤษฏีของโบร์ไม่สามารถอธิบายได้ นักวิทยาศาสตร์จึงค้นคว้า ทดลองจนเกิดเป็นแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก ซึ่งมีลักษณะดังนี้

  • อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง วงโคจรไม่จำเป็นต้องเป็นวงกลมเสมอ
  • ไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้
  • บริเวณกลุ่มหมอกหนาทึบ แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนบริเวณนั้นมาก และบริเวณที่กลุ่มหมอกจาง แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนน้อย

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

จากการศึกษาแบบจำลองอะตอมโดยใช้สมการทางคณิตศาสตร์ขั้นสูงที่เรียกว่าสมการคลื่น คำนวณหาค่าพลังงานอิเล็กตรอน    ทำให้ทราบว่าอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอนอยู่รวมกันในนิวเคลียส      โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่รอบ ๆ        และอยู่ในระดับพลังงานต่างกัน อิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่กันอย่างไร ในแต่ละระดับพลังงานจะมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดเท่าใด ให้นักเรียนพิจารณาข้อมูลจากตารางแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุบางธาตุ   ดังตาราง 1.4

ตาราง แสดงการจัดอิเล็กตรอนของธาตุบางธาตุ

ธาตุ

เลขอะตอม

จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน

n  = 1

n  =  2

n  = 3

n = 4

H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18

1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2

1
2
3
4
5
6
7
8
8
8
8
8
8
8
8
8

1
2
3
4
5
6
7
8

เมื่อพิจารณาข้อมูลในตาราง 1.4      จะพบว่าจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ 1 มีได้มากที่สุด 2  อิเล็กตรอน      ระดับพลังงานที่ 2  มีได้มากที่สุด 2  อิเล็กตรอน    สำหรับระดับพลังงานที่ 3  นั้น จากการสืบค้นข้อมูลเพิ่มเติมทำให้ทราบว่ามีได้มากที่สุด 18 อิเล็กตรอน  นั่นคือ แต่ละระดับพลังงานมีอิเล็กตรอนสูงสุด = 2n2 กำหนดให้  n = ระดับพลังงานของอิเล็กตรอน ดังตาราง 1.5

ตาราง 1.5 ตารางแสดงการบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

ระดับพลังงานที่ (n)

1

2

3

4

5

6

จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุด (2n2)

2

8

18

32

32

32

จากตารางจะเห็นว่า สูตร 2n2 ใช้ได้ไม่เกินระดับพลังงานที่ n = 4

                หลักเกณฑ์ในการจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานหลักของอะตอม
1.       ต้องทราบว่าอะตอมของธาตุนั้นมีอิเล็กตรอนกี่อิเล็กตรอน โดยหาจากเลขอะตอม(Z)
2.       ต้องจัดอิเล็กตรอนเข้าไปในระดับพลังงานที่ n = 1 ให้เต็มก่อน เมื่อเต็มแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงาน n = 2 n = 3 ไป
ตามลำดับ โดยจำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงานเท่ากับ 2n2 แต่ระดับพลังงานไม่เกิน n = 4
3.       จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดมีได้ไม่เกิน 8 อิเล็กตรอน และเรียกอิเล็กตรอนที่อยู่ชั้นนอกสุดนี้ว่าเวเลนซ์
อิเล็กตรอน
4.       จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ระดับพลังงานของอะตอมมีได้ไม่เกิน 18 อิเล็กตรอน

ในระดับพลังงานหลักจะประกอบด้วยระดับพลังงานย่อยที่แตกต่างกันดังตาราง 1
ตาราง 1.6 ความสัมพันธ์ระหว่างระดับพลังงานหลักกับระดับพลังงานย่อย

ระดับพลังงานหลัก จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้สูงสุด ระดับพลังงานย่อยที่มีได้
n = 12 22 1s2
n = 22 82 2s2   2p6
n = 32 182 3s2   3p6    3d10
n = 42 322 4s2   4p6    4d10    4f14
n = 52 322 5s2   5p6    5d10    5f14
จากตารางได้ข้อสังเกตว่า

1.       ระดับพลังงานหลัก n = 1 มีเฉพาะระดับพลังงานย่อย s

ระดับพลังงานหลัก n = 2 มีเฉพาะระดับพลังงานย่อย s, p

ระดับพลังงานหลัก n = 3 มีเฉพาะระดับพลังงานย่อย s, p, d

ระดับพลังงานหลัก n = 4 มีเฉพาะระดับพลังงานย่อย s, p, d, f

2.       ในระดับพลังงานย่อยจะมีตัวเลขข้างหน้าบอกระดับพลังงานหลัก ส่วนตัวเลขยกกำลังมุมขวาบนบอกจำนวนอิเล็กตรอนที่บรรจุได้สูงสุด เช่น

4p6 หมายความว่าระดับพลังงานหลัก n = 4 ในระดับพลังงานย่อย p-orbital มี 6 อิเล็กตรอน

4d5 หมายความว่าระดับพลังงานหลัก n = 4 ในระดับพลังงานย่อย d-orbital มี 5 อิเล็กตรอน

 

จากการเรียงอิเล็กตรอนของธาตุในระดับพลังงานหลักทำให้ทราบว่า

1.    จำนวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอน ทำให้ทราบว่าธาตุนั้นอยู่คาบใด ถ้าธาตุมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในคาบเดียวกัน เช่น

Mg มีเลขอะตอม 12 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 2   Mg มี 3 ระดับพลังงาน
S มีเลขอะตอม 16 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 6   S มี 3  ระดับพลังงาน
แสดงว่า Mg และ S อยู่ในคาบเดียวกัน

2            จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน หรืออิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุด ทำให้ทราบหมู่ของธาตุ ถ้าธาตุมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในหมู่เดียวกัน เช่น
Na    มีเลขอะตอม 11     มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 1    Na   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1
K   มีเลขอะตอม  19     มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8,8, 1   K มี เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ
แสดงว่า ธาตุ Na และ K อยู่ในหมู่เดียวกัน

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ทำให้แต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนมากจึงเกิดปัญหาว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันได้อย่างไร ทำไมจึงไม่ผลักกัน เพื่อแก้ปัญหาดังกล่าว นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเกี่ยวกับระดับพลังงานย่อยเพื่อกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลัก เข้าสู่ระดับพลังงานย่อย โดยอาศัยรูปแบบโคจรของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นเกณฑ์ในการแบ่งอิเล็กตรอนเป็นกลุ่มย่อย ๆ และเรียกรูปแบบวงโคจรนี้ว่าออร์บิทัล (Orbital) โดย 1 ออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยมี 4 ระดับ คือ s, p, d, f โดยระดับพลังงานย่อยมี

s มี 1 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน

p มี 3 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน

d มี 5 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน

f  มี 7 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอน

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

1.       จัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต่าง ๆ จะต้องจัดเข้าในระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดก่อนแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานสูงขึ้น(ตามหลักของเอาฟบาว) ดังแผนผังต่อไปนี้

จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้

1s    2s   2p  3s   3p  4s  3d  4p   5s   4d    5p   6s   4f    5d   6p    7s

เช่น  17Cl  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p5

21Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d1

2.     อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศร
ตามหลักการของเพาลี

3.    การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย        ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร    เช่น

24Cr  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย ดังนี้

1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s1   3d5  ไม่ใช่ 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d4

เพราะโครงสร้างแบบแรกเสถียรกว่า เพราะ 4s และ 3d จะบรรจุกึ่งหนึ่ง
หรือเขียนโครงสร้างของอิเล็กตรอนแบบย่อ ๆ ได้ว่า (Ar) 4s1   3d5

ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

1.       เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่ เช่น

ธาตุ 14Si  จะเป็นธาตุในหมู่ 4

ธาตุ 11Na จะเป็นธาตุในหมู่ 1

2.       ธาตุหมู่ IA และ IIA ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไป จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 8 เสมอ เช่น

11Na จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 1         12Mg จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 2

19K จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 1     20Ca จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 2

3.       ธาตุหมู่ IIIA ถึง VIIIA   ตั้งแต่หมู่ที่ IIIA คาบ 4 เป็นต้นไป    จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 18 เสมอ  เช่น

31Ga  2, 8, 18, 3  (หมู่ 3 คาบ 4)

33As  2, 8, 18, 5  (หมู่ 5 คาบ 4)

4.       ถ้าธาตุนั้นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามข้อ 2 และ 3 คือมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้น มีค่าตั้งแต่ 9 – 18  แต่วงนอกสุดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1หรือ 2 นักเรียนก็ทำนายได้ทันทีว่าเป็นธาตุแทรนซิชัน เช่น

29Cu 2, 8, 18, 1 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,18, 1

23V 2, 8, 8, 5 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,11, 2

หมายเหตุ ธาตุแทรนซิชันที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 21 – 30 จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 ยกเว้น Cu กับ Cr จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น1

 

ตารางธาตุ

วิวัฒนาการการสร้างตารางธาตุ

         โยฮันดน์ เดอเบอไรเนอร์  จัดธาตุเป็นกลุ่ม ๆ ละ 3 ธาตุ เรียกว่า ชุดสาม และพบว่าธาตุกลาง
จะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุแรกและธาตุหลังโดยประมาณ  เช่น
Li มีมวล 6.9    Na มีมวล 23.0    K มีมวล 39.1
มวลอะตอม Na =    = 23

มีบางกลุ่มที่มวลอะตอมของธาตุตรงกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุสองธาตุที่เหลือ    หลักชุดสามของเดอเบอร์ไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับ

จอห์น นิวแลนด์ส  ได้เสนอกฎว่า ถ้านำธาตุมาเรียงลำดับตามมวลอะตอมจะพบว่าธาตุที่   8  มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1  โดยเริ่มจากธาตุใดก็ได้

 แต่ไม่รวมก๊าซเฉื่อย    แต่กฎนี้ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น และไม่สามารถอธิบายได้ว่า เหตุใดมวลอะตอมจึงมาเกี่ยวข้องกับความคล้ายคลึงกันของธาตุได้

เมนเดเลเอฟและไมเออร์

ได้ตั้งข้อสังเกตอย่างเดียวกันในเวลาใกล้เคียงกันว่าถ้าเรียงธาตุตามลำดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก   จะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วง ๆ     การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงเช่นนี้ เมนเดเลเอฟ ตั้งเป็นกฎเรียนว่า “กฎพีริออดิก” และได้เผยแพร่ความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 (ค.ศ. 1869) ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์ผลงานของเขาออกมาหนึ่งปี เพื่อให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกว่า ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ำกันเป็นช่วง ๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงลำดับมวลอะตอมของธาตุจาก
น้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นตำแหน่ง
ของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ  และยังได้ใช้สมบัติของธาตุและสารประกอบอื่น ๆ  นอกเหนือจากคลอไรด์และออกไซด์มาประกอบการพิจารณาด้วย โดยที่ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ  เมนเดเลเอฟจึง
สามารถทำนายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียงดังตาราง 1.6    โดยเขาให้ชื่อธาตุนี้ว่า

ธาตุเอคาซิลิคอน  15 ปีต่อมาวิงค์เลอร์จึงค้นพบธาตุนี้ ในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886)      ซึ่งก็คือ  ธาตุเจอร์เมเนียม

การเรียงธาตุตามวลอะตอมในตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟนั้น ถ้ายึดหลักการเรียงตามมวลอะตอมโดยเคร่งครัด จะทำให้ธาตุบางธาตุอยู่ในหมู่เดียวกันมีสมบัติแตกต่างกันจึงต้องยกเว้นไม่เรียงตามมวลอะตอมบ้าง แต่เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในสมัยนั้นยังไม่มีความเข้าใจเรื่องโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทป นักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาจึงเกิดแนวความคิดว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม

เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ

ตารางธาตุในปัจจุบัน
ตารางธาตุในปัจจุบันเรียงตามลำดับ เลขอะตอมจากน้อยไปหามาก ซึ่งแบ่งออกเป็น 2 กลุ่ม ใหญ่ ๆ ดังรูป

1.  ธาตุในแต่ละหมู่และแต่ละคาบมีจำนวนไม่เท่ากัน
หมู่ A เรียกว่า ธาตุเรพรีเซนเตตีฟ
หมู่ B เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน เป็นธาตุที่อยู่ระหว่างหมู่ IIA และ IIIA 2. ธาตุทางซ้ายมือ
ของเส้นหนักเป็นขั้นบันได   มีสมบัติเป็นโลหะและธาตุทางขวาของเส้นจะเป็นอโลหะ
ส่วนธาตุที่อยู่ชิดเส้นแบ่งนี้จะเป็นธาตุกึ่งโลหะ คือ B , Si , Ge , As , Sb และ Te

2.   ธาตุหมู่ A เลขประจำหมู่บ่งบอกถึงจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอน
เช่น หมู่ IA มีเวเลนต์อิเล็กตรอนท่ากับ 1 คือธาตุ Li  Na  K  Rb  Cs  Fr เป็นต้น

3.   ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น
ธาตุคาบที่ 1 มีจำนวนระดับพลังงาน 1 ระดับได้แก่ ธาตุ H  He เป็นต้น

ประโยชน์ของการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1.  จำนวนระดับพลังงานสูงสุดจะบอกถึงคาบ
2.  ระดับพลังงานย่อยสุดท้ายของการจัดอิเล็กตรอน หรือออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงที่สุดจะบอกถึงเขต  (เขต s, p, d, f)      ถ้าเป็นเขต s, p จะอยู่ในหมู่ A ของตารางธาตุ   ถ้าเป็นเขต d, f จะอยู่ในหมู่ Bของตารางธาตุ
3.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่ A เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะบอกถึงหมู่ (เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ s+p)
4.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่  B   นำจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยสุดท้ายบวกกับจำนวน อิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ถัดเข้ามา 1 ชั้น (s+d) จะเป็นตัวเลขของหมู่นั้น แต่ถ้าบวกกัน ได้ 8 – 10 จะเป็นหมู่ VIII B  ถ้าบวกกันได้ 11, 12 จะเป็นหมู่ I B และ II B ตามลำดับ

การอ่านชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมมากกว่า 105  โดยระบุเลขอะตอมเป็นภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย -ium

จำนวนนับในภาษาละตินมีดังนี้

0 = (nil)          1 = (un)

2 = (bi)           3 = (tri)

4 = (quad)     5 = (pent)

6 = (hex)       7 = (sept)

8 = (oct)        9 = (enn)

เช่น ธาตุที่ 105 อ่านว่า Unnilpentium สัญลักษณ์ธาตุ Unp

สมบัติตามตารางธาตุของหมู่และคาบ

สมบัติทางเคมีและทางกายภาพหลายประการของธาตุทั้งหลายในตารางธาตุซึ่งแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นนั้นมีความสัมพันธ์กับการ
จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุต่าง ๆ  นักเรียนคิดว่าธาตุในหมู่หรือคาบเดียวกันจะมีขนาดอะตอม   จุดหลอมเหลวและจุดเดือด พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโตรเนกาติวิตีและเลขออกซิเดชันเป็นอย่างไร

ขนาดอะตอม

ขนาดของอะตอมหาขอบเขตจำกัดได้ยาก เนื่องจากอิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสตลอดเวลาด้วยความเร็วสูงและไม่มีตำแหน่งที่แน่นอน ดังนั้นขนาดอะตอมที่แน่นอนวัดกันไม่ได้ ในทางปฏิบัติจึงหาขนาดอะตอมด้วยรัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่ที่สร้างพันธะต่อกันหรือที่อยู่ชิดกัน

การวัดรัศมีอะตอมสามารถวัดได้หลายวิธี คือ

1.       ถ้าอะตอมโลหะอยู่ชิดกันและยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมภายในผลึกโลหะเป็นรัศมีอะตอม ที่เรียกว่า รัศมีโลหะ  เช่น โซเดียมมีรัศมีอะตอมเท่ากับ190 พิโกเมตร

2.   ถ้าอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่สร้างพันธะกัน จะเป็นรัศมีอะตอม เรียกว่ารัศมีโคเวเลนต์ เช่น

รัศมีอะตอมของคลอรีน
ความยาวพันธะ = 198 พิโกเมตร
รัศมีอะตอม = 99 พิโกเมตร

ถ้าโมเลกุล 2 โมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์     ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองของแต่ละโมเลกุล เป็นรัศมีอะตอมที่เรียกว่า รัศมีแวนเดอร์วาลส์ เช่น คลอรีนเป็นโมเลกุลที่เป็นอะตอมคู่    จะมีทั้งรัศมีโคเวเลนต์ 99 พิโกเมตร   และ

รัศมีแวนเดอร์วาลส์  155 พิโกเมตร

เหตุผล ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นเป็นผลให้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสและ

จำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้นด้วย   การที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น เป็นผลให้ธาตุในหมู่เดียวกันมี

ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม     แสดงว่าการเพิ่มจำนวนระดับพลังงานมีผลมากกว่า      การเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

แนวโน้มขนาดอะตอมในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา ดังรูป

เหตุผล ขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น

(เลขอะตอมแสดงถึงจำนวนโปรตอนที่นิวเคลียส)     เพราะธาตุในคาบเดียวกัน

มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน    แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

แตกต่างกัน  ธาตุที่มีโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงมากกว่าธาตุที่มีโปรตอนน้อย  เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า ทำให้อะตอมมีขนาดเล็กลง

อิเล็กโทรเนกาติวีตี
อิเล็กโทรเนกาติวิตี   คือ      ค่าความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนของอะตอมที่รวมกันเป็น  สารประกอบ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีสูงจะดึงอิเล็กตรอนดีกว่าธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีต่ำกว่า      พอลิง นักเคมีชาวอเมริกา เป็นคนแรกที่ได้กำหนดค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของธาตุขึ้น        แต่พอลิงไม่ได้คำนวณหาค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของก๊าซเฉื่อยไว้  เพราะก๊าซเฉื่อยทำปฏิกิริยาเกิดเป็นสารประกอบได้ยาก

เลขออกซิเดชัน

   เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)   เลขออกซิเดชัน  เป็นค่าประจุไฟฟ้า หรือประจุสมมุติของอะตอมหรือไอออนของธาตุ  โดยคิดจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้หรือรับตามเกณฑ์ที่กำหนดขึ้น
เมื่อธาตุต่าง ๆ รวมกันเป็นสารประกอบธาตุที่ให้อิเล็กตรอน   จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวกและมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้นั้น
ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอน    จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับนั้น

ตัวอย่างเช่น  Zn  เมื่อเกิดเป็นสารประกอบ จะให้อิเล็กตรอน  2  ตัว กลายเป็น  Zn2+  ดังนั้นจึงมีเลขออกซิเดชัน  +2

Na  เป็น  Na+  ให้อิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +1

Al   เป็น  Al3+  ให้อิเล็กตรอน  3  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +3

Cl   เป็น  Cl-  รับอิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -1

O    เป็น  O2-  รับอิเล็กตรอน  2  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -2

การพิจารณาการให้หรือรับอิเล็กตรอน   จะใช้เกณฑ์จากค่าอิเล็กโทนเนกาติวิตี   ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า   จะเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน     ในขณะที่ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่าจะเป็นฝ่ายให้อิเล็กตรอน
โดยทั่วๆ ไป     เมื่อใช้ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเป็นเกณฑ์       ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ
จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก   และธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า  จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ

วิธีคิดเลขออกซิเดชันในสารประกอบไอออนิก

เนื่องจากธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบไอออนิก มีการให้และรับอิเล็กตรอน อย่างชัดเจน จึงแสดงค่าประจุไฟฟ้าที่ชัดเจน ทำให้หาค่าของเลขออกซิเดชันได้ง่าย  เช่น

Na ให้อิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอนแก่ Cl ทำให้เป็น  Na+  และ Cl-

เพราะฉะนั้นเลขออกซิเดชันของ  Na  =  +1  และ  Cl  =  -1

วิธีคิดเลขออกซิเดชันในสารประกอบโคเวเลนต์

เนื่องจากธาตุที่มารวมกันเป็นสารประกอบโคเวเลนต์     มีแต่การใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน

โดยไม่มีการให้หรือรับอิเล็กตรอน    การพิจารณาเลขออกซิเดชัน     จึงต้องพิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน   โดยถือว่า  อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทั้งหมด     เป็นของธาตุที่มี

อิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า   ซึ่งทำให้ธาตุดังกล่าวมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ

พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี้

HCl มีการใช้อิเล็กตรอน 1 คู่  โดยที่ Cl มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า H   ดังนั้น อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจึงเปรียบเสมือนกับเป็นของ Cl   ทำให้ได้อิเล็กตรอนเกิน  1 อิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันของ Cl จึงเป็น  -1 ในขณะที่ของ H เป็น  +1

มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่   โดยที่  O  มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า C  จำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทั้งหมดจึงเป็นของ O    เท่ากับว่า O ทางซ้าย ได้รับอิเล็กตรอนจาก C มา

2 อิเล็กตรอน    ในทำนองเดียวกัน  O ทางขวาก็รับอิเล็กตรอนจาก  C  2 อิเล็กตรอน   ดังนั้น O

แต่ละอะตอมจึงคล้ายกับได้รับ  2 อิเล็กตรอน   จึงมีเลขออกซิเดชันเป็น  -2      ในขณะที่  C

เสียอิเล็กตรอน จึงมีเลขออกซิเดชันเป็น +4

จากวิธีการหาเลขออกซิเดชันดังกล่าว จึงได้นำมาสรุปเป็นกฎเกณฑ์ดังนี้

เกณฑ์กำหนดค่าเลขออกซิเดชันของธาตุต่างๆ

1.  ธาตุอิสระทุกชนิด มีเลขออกซิเดชัน = 0

ธาตุอิสระดังกล่าว   ไม่ว่าจะอยู่ในรูปของอะตอม     หรือโมเลกุล    ไม่ว่าจะมีกี่อะตอม

ในโมเลกุล เช่น  Na ,  H2 ,  S8  ,  P4  ต่างก็มีเลขออกซิเดชันเป็น 0

2.   เลขออกซิเดชันของไอออน = ประจุของไอออน  เช่น

Mg2+  มีเลขออกซิเดชัน  =  +2

Al3+   มีเลขออกซิเดชัน  =  +3

S2-    มีเลขออกซิเดชัน  =  -2

3.   เลขออกซิเดชันของธาตุบางชนิดในสารประกอบมีค่าเฉพาะตัวดังนี้

ก. เลขออกซิเดชันของโลหะแอลคาไล ได้แก่ โลหะหมู่  IA  เช่น  Li , Na,  K, Rb , Cs

ในสารประกอบมีค่าเท่ากับ  +1

ข. เลขออกซิเดชันของโลหะแอลคาไลน์เอิร์ท ได้แก่ โลหะหมู่ที่ IIA  เช่น Mg , Ba , Ca

ในสารประกอบมีค่าเท่ากับ  +2

ค.  เลขออกซิเดชันของออกซิเจน (O)  ในสารประกอบทั่วไปมีค่าเท่ากับ -2  ยกเว้น

– สารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น H2O2  BaO2  Na2O2  O  มีเลขออกซิเดชันเป็น  -1

– สารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น NaO2  KO2  O มีเลขออกซิเดชันเป็น –

ใน OF2 เป็น  +2

ง.  เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปเป็น  +1  ยกเว้น

ในสารประกอบไฮไดรด์  เช่น  NaH,  CaH2 , AlH2 , เป็น  -1

4.  ในไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่า 1 ชนิด “ผลรวมของเลขออกซิเดชัน

ของทุกๆ  อะตอมเท่ากับประจุของไอออน”   เช่น   มีประจุ –2     หมายความว่า

นักเรียนนำเลขออกซิเดชันของ S 1 อะตอมบวกกับ O 4 อะตอมจะมีค่าเท่ากับ –2

ตัวอย่าง จงหาเลขออกซิเดชันของ

สมมติให้เลขออกซิเดชันของ Mn = X

เลขออกซิเดชันของ O    = -2

4 อะตอมของ O มีเลขออกซิเดชันรวม = -8

ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในไอออนเท่ากับประจุของไอออน ดังนี้

X + (-8) = -2

X  = -2 + 8 = 6

เลขออกซิเดชันของ Mn = +6

5.  ในสารประกอบใด ๆ ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับศูนย์ เช่น MgO

เลขออกซิเดชันของ Mg = +2   ของ O = -2 รวมกันจะเท่ากับศูนย์

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s