โครงสร้างอะตอม
อนุภาคที่เล็กมาก เล็กมากจนไม่สามารถมองเห็นได้ อนุภาคเล็กๆ เหล่านี้จะรวมพวกเข้าด้วยกันโดยวิธิการต่างๆ สำหรับอนุภาคเองนั้นไม่มีการเปลี่ยนแปลงและไม่สามารถจะแตกแยกออกเป็นชิ้นส่วนที่เล็กลงไปอีกได้ ดีโมครี- ตัสตั้งชื่ออนุภาคนี้ว่า อะตอม (Atom) จากภาษากรีกที่ว่า atoms ซึ่งมีความหมายว่า ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก ตามความคิดเห็นของเขา อะตอมเป็นชิ้นส่วนที่เล็กที่สุดของสสารที่สามารถจะคงอยู่ได้
จอห์น ดอลตัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมโดยอาศัยข้อมูลจากการทดลองที่พอจะศึกษาได้และนับว่าเป็นทฤษฎีแรกที่เกี่ยวกับอะตอมที่พอจะเชื่อถือได้ ซึ่งมีใจความดังนี้
-สารทุกชนิดประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กที่สุดเรียกว่า “ อะตอม”
-อะตอมจะไม่สามารถแบ่งแยกได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่ได้
-อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีสมบัติเหมือนกันทุกประการ
-อะตอมของธาตุต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน
ธาตุตั้งแต่สองชนิดขึ้นไปสามารถรวมตัวกันเกิดเป็นสารประกอบ โดยมีอัตราส่วนการรวมตัวเป็นตัวเลขอย่างง่าย เช่น CO CO 2
จากทฤษฎีอะตอมของดาลตัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป
ลักษณะแบบจำลองอะตอมของดอลตัน
( ตามทฤษฎีอะตอมของดอลตัน อะตอมในแนวคิดปัจจุบัน ข้อ 1, 3, 4 ใช้ไม่ได้ในปัจจุบัน)
ข้อ 1. อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด อะตอมยังประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอน, โปรตอน, นิวตรอน เป็นต้น
ข้อ 3 - 4 อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติทางกายภาพไม่เหมือนกัน กล่าวคือมีมวลไม่เท่ากัน ซึ่งจะได้กล่าวต่อไป ในเรื่อง " ไอโซโทรป"
ข้อ 1. อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด อะตอมยังประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอน, โปรตอน, นิวตรอน เป็นต้น
ข้อ 3 - 4 อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติทางกายภาพไม่เหมือนกัน กล่าวคือมีมวลไม่เท่ากัน ซึ่งจะได้กล่าวต่อไป ในเรื่อง " ไอโซโทรป"
แบบจำลองอะตอมของทอมสัน
-ทอมสัน ค้นพบ อิเล็กตรอน
-การทดลองของรอเบิร์ด แอนดรูส์ มิลลิแกน ได้ผลการทดลองว่า อิเล็กตรอนมีประจุไฟฟ้าเท่ากับ 1.60 x 10 -19 คูลอมบ์ และอิเล็กตรอนมีมวลเท่ากับ 9.11 x 10 -28 กรัม
-โกลด์สไตน์ ค้นพบ โปรตอน
จากผลการทดลองของทอมสัน โกลด์สไตน์ ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้นเขาจึงเสนอแบบจำลองอะตอมว่า
-อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม
-อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด แต่อะตอมจะประกอบด้วยอิเล็กตรอน และอนุภาคอื่นๆอีก
-อะตอมประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุเป็นลบ อนุภาคโปรตอนมีประจุเป็นบวก
-การทดลองของรอเบิร์ด แอนดรูส์ มิลลิแกน ได้ผลการทดลองว่า อิเล็กตรอนมีประจุไฟฟ้าเท่ากับ 1.60 x 10 -19 คูลอมบ์ และอิเล็กตรอนมีมวลเท่ากับ 9.11 x 10 -28 กรัม
-โกลด์สไตน์ ค้นพบ โปรตอน
จากผลการทดลองของทอมสัน โกลด์สไตน์ ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้นเขาจึงเสนอแบบจำลองอะตอมว่า
-อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม
-อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด แต่อะตอมจะประกอบด้วยอิเล็กตรอน และอนุภาคอื่นๆอีก
-อะตอมประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุเป็นลบ อนุภาคโปรตอนมีประจุเป็นบวก
-อะตอมจะมีโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ
-อะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า เพราะ มีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ
จากทฤษฎีอะตอมของทอมสัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป
ลักษณะแบบจำลองอะตอมของทอมสัน
แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
อะตอมจะประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนและนิวตรอนรวมตัวกันอยู่อย่างหนาแน่นอยู่ตรงกลางนิวเคลียสมีขนาดเล็กมากมีมวลมาก และมีประจุบวกส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบและมีมวลน้อยมาก จะวิ่งรอบนิวเคลียสเป็นวงกว้าง การค้นพบนิวตรอน เนื่องจากมวลของอะตอมส่วนใหญ่อยู่ที่นิวเคลียสซึ่งเป็นมวลของโปรตอนแต่โปรตอนมีมวลประมาณครึ่งหนึ่งของนิวเคลียสเท่านั้น แสดงว่าต้องมีอนุภาคซึ่งไม่มีประจุไฟฟ้าแต่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอนอยู่ในอะตอมด้วยเจมส์ แชวิก นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ จึงศึกษาทดลองเพิ่มเติมจนพบนิวตรอนซึ่งเป็นกลางทางไฟฟ้า อะตอมของธาตุทุกชนิดในโลกจะมีนิวตรอนเสมอ ยกเว้นอะตอมของไฮโดรเจนในรูปของไอโซโทป
สรุปแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง
จากทฤษฎีอะตอมของ รัทเทอร์ฟอร์ด แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป
ลักษณะแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์
นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาลักษณะของการจัดอิเล็กตรอนรอบๆ อะตอม โดยแบ่งการศึกษาออกเป็น 2 ส่วน ส่วนแรกเป็นการศึกษษเกี่ยวกับสเปกตรัมของอะตอม ซึ่งทำให้ทราบว่าภายในอะตอมมีการจัดระดับพลังงานเป็นชั้นๆ ในแต่ละชั้นจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ ส่วนที่สองเป็นการศึกษาเกี่ยวกับพลังงานไอโอไนเซชัน เพื่อดูว่าในแต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ได้กี่ตัว
สเปกตรัม หมายถึง อนุกรมของแถบสีหรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป ซึ่งทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้น ที่มีความยาวคลื่นต่างๆเรียงลำดับกันไป
นีลส์โบร์ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา สรุปได้ดังนี้
1 . อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ ตามระดับพลังงาน และแต่ละชั้นจะมีพลังงานเป็นค่าเฉพาะตัว
2. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกว่าระดับพลังงานต่ำสุดยิ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น ระดับพลังงานจะยิ่งสูงขึ้น
3. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกระดับพลังงาน n = 1 ระดับพลังงานถัดไปเรียกระดับพลังงาน n =2, n = 3,... ตามลำดับ หรือเรียกเป็นชั้น K , L , M , N ,O , P , Q ....
1 . อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ ตามระดับพลังงาน และแต่ละชั้นจะมีพลังงานเป็นค่าเฉพาะตัว
2. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกว่าระดับพลังงานต่ำสุดยิ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น ระดับพลังงานจะยิ่งสูงขึ้น
3. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกระดับพลังงาน n = 1 ระดับพลังงานถัดไปเรียกระดับพลังงาน n =2, n = 3,... ตามลำดับ หรือเรียกเป็นชั้น K , L , M , N ,O , P , Q ....
จากทฤษฎีอะตอมของ นีลส์โบร์ แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป
แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก
เป็นแบบจำลองที่นักวิทยาศาสตร์คิดว่าเป็นไปได้มากที่สุดทั้งนี้ได้จากการประมวลผลการทดลองและข้อมูลต่างๆ อะตอมภายหลังจากที่นีลส์โบร์ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา อาจสรุปได้ดังนี้
1. อิเล็กตรอนไม่สามารถวิ่งรอบนิวเคลียสด้วยรัศมีที่แน่นอน บางครั้งเข้าใกล้บางครั้งออกห่าง จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนได้ แต่ถ้าบอกได้แต่เพียงที่พบอิเล็กตรอนตำแหน่งต่างๆภายในอะตอมและอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เร็วมากจนเหมือนกับอิเล็กตรอนอยู่ทั่วไป ในอะตอมลักษณะนี้เรียกว่า " กลุ่มหมอก"
2. กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆจะมีรูปทรงต่างกันขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอน และระดับพลังงานอิเล็กตรอน
3. กลุ่มหมอกที่มีอิเล็กตรอนระดับพลังงานต่ำจะอยู่ใกล้นิวเคลียสส่วนอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูงจะอยู่ไกลนิวเคลียส
4. อิเล็กตรอนแต่ละตัวไม่ได้อยู่ในระดับพลังงานใดพลังงานหนึ่งคงที่
5. อะตอมมีอิเล็กตรอนหลายๆระดับพลังงาน
1. อิเล็กตรอนไม่สามารถวิ่งรอบนิวเคลียสด้วยรัศมีที่แน่นอน บางครั้งเข้าใกล้บางครั้งออกห่าง จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนได้ แต่ถ้าบอกได้แต่เพียงที่พบอิเล็กตรอนตำแหน่งต่างๆภายในอะตอมและอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เร็วมากจนเหมือนกับอิเล็กตรอนอยู่ทั่วไป ในอะตอมลักษณะนี้เรียกว่า " กลุ่มหมอก"
2. กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆจะมีรูปทรงต่างกันขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอน และระดับพลังงานอิเล็กตรอน
3. กลุ่มหมอกที่มีอิเล็กตรอนระดับพลังงานต่ำจะอยู่ใกล้นิวเคลียสส่วนอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูงจะอยู่ไกลนิวเคลียส
4. อิเล็กตรอนแต่ละตัวไม่ได้อยู่ในระดับพลังงานใดพลังงานหนึ่งคงที่
5. อะตอมมีอิเล็กตรอนหลายๆระดับพลังงาน
ลักษณะแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก
สรุปแบบจำลองอะตอม
อนุภาคมูลฐานของอะตอม
ชนิดของอนุภาคมูลฐานของอะตอม
ทุกอะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่สำคัญคือ โปรตอน, นิวตรอน และอิเล็กตรอน โดยมีโปรตอนกับนิวตรอนอยู่ภายในนิวเคลียส นิวเคลียสนี้จะครอบครองเนื้อที่ภายในอะตอมเพียงเล็กน้อย และมีอิเล็กตรอนวิ่งรอบๆ นิวเคลียสด้วยความเร็วสูง คล้ายกับมีกลุ่มประจุลบปกคลุมอยู่โดยรอบ
อนุภาค
|
ประจุ ( หน่วย)
|
ประจุ (C)
|
มวล (g)
|
มวล (amu)
|
อิเล็กตรอน
|
-1
|
1.6 x 10 -19
|
0.000549
|
9.1096 x 10 -28
|
โปรตอน
|
+1
|
1.6 x 10 -19
|
1.007277
|
1.6726 x 10 -24
|
นิวตรอน
|
0
|
0
|
1.008665
|
1.6749 x 10 -24
|
' อิเล็กตรอน (Electron) สัญลักษณ์ e - มีแระจุลบ และมีมวลน้อยมาก
' โปรตอน สัญลักษณ์ p + มีประจุเป็นบวก และมีมวลมากกว่า อิเล็กตรอน ( เกือบ 2,000 เท่า)
' นิวตรอน สัญลักษณ์ n มีประจุเป็นศูนย์ และมีมวลมากพอๆ กับโปรตอน
' โปรตอน สัญลักษณ์ p + มีประจุเป็นบวก และมีมวลมากกว่า อิเล็กตรอน ( เกือบ 2,000 เท่า)
' นิวตรอน สัญลักษณ์ n มีประจุเป็นศูนย์ และมีมวลมากพอๆ กับโปรตอน
เลขอะตอม เลขมวล และสัญลักษณ์นิวเคลียร์
1. จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเรียกว่า เลขอะตอม (atomic number, Z)
2. ผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอนเรียกว่า เลขมวล (mass number, A)
2. ผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอนเรียกว่า เลขมวล (mass number, A)
A = Z + N โดยที่ N เป็นจำนวนนิวตรอน
( เลขเชิงมวลจะเป็นจำนวนเต็มและมีค่าใกล้เคียงกับมวลของอะตอม)
( เลขเชิงมวลจะเป็นจำนวนเต็มและมีค่าใกล้เคียงกับมวลของอะตอม)
การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์
เขียน (A) ไว้ข้างบนด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
เขียน (Z) ไว้ข้างล่างด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
เขียน (Z) ไว้ข้างล่างด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ
X = สัญลักษณ์ของธาตุ
ไอโซโทป ( Isotope ) หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีเลขอะตอมเท่ากัน แต่มีเลขมวลต่างกัน
ไอโซบาร์ ( Isobar ) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน แต่มีเลขอะตอมไม่เท่ากัน
ไอโซโทน ( Isotone ) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันแต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน
การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอม จากสัญลักษณ์นิวเคลียร์
การจัดเรียงอิเล็กตรอน
หลักในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
1. อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสนั้น จะอยู่กันเป็นชั้นๆตามระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด ( ชั้น K) จะมีพลังงานต่ำที่สุด และอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นถัดออกมาจะมีพลังงานสูงขึ้นๆ ตามลำดับ พลังงานของอิเล็กตรอนของระดับชั้นพลังงาน K < L < M < N < O < P < Q
หรือชั้นที่ 1< 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7
หรือชั้นที่ 1< 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7
2. ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน 2n 2 เมื่อ n = เลขชั้น ซึ่งเลขชั้นของชั้น K=1,L=2,M=3,N=4,O=5,P=6 และ Q=7
ตัวอย่าง จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น K มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 1 2 = 2x1 = 2
จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น N มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 4 2 = 2x16 = 32
จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น N มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 4 2 = 2x16 = 32
ระดับพลังงาน
|
จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุด
|
n = 1 (K)
|
2(1) 2 = 2
|
n = 2 (L)
|
2(2) 2 = 8
|
n = 3 (M)
|
2(3) 2 = 18
|
n = 4 (N)
|
2(4) 2 = 32
|
n = 5 (O)
|
2(5) 2 = 32 ( 32 คือ เลขมากสุดที่เป็นไปได้ )
|
n = 6 (P)
|
2(6) 2 = 32
|
n = 7 (Q)
|
2(7) 2 = 32
|
จะเห็นว่ากฎออกเตตมีข้อด้อย คือ เมื่อระดับพลังงานมากกว่า n = 4 จะใช้ไม่ได้ อย่างไรก็ตามในธาตุ 20 ธาตุแรก สามารถใช้การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎออกเตตได้ดี
3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f
3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f
ในแต่ละชั้นย่อย จะมีจำนวน e - ได้ ไม่เกิน ดังนี้
ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e - ได้ ไม่เกิน 2 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e - ได้ ไม่เกิน 6 ตัวระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e - ได้ ไม่เกิน 10 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e - ได้ไม่เกิน 14 ตัว เขียนเป็น s 2 p 6 d 10 f 14
วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
การจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้จัดเรียง e- ในระดับพลังงานชั้นย่อยโดยจัดเรียงลำดับตามลูกศร ( แนวทางการจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้เขียนแผนผังก่อน ดังรูป
จัดเรียงอิเล็กตรอนตามลูกศร ดังรูป
ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ คัลเซียม ( Ca )
ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว ( ดูเลขอะตอม จากตารางธาตุ)
แล้วจัดเรียง e- ดังนี้
ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว ( ดูเลขอะตอม จากตารางธาตุ)
แล้วจัดเรียง e- ดังนี้
ดังนั้น การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2
มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้ Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2 ดังรูป
มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้ Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2 ดังรูป
ตารางธาตุ(Periodic table of elements)
ตารางธาตุ (Periodic table of elements) คือ ตารางที่นักวิทยาศาสตร์ได้รวบรวมธาตุต่างๆ ไว้เป็นหมวดหมู่ตามลักษณะ และคุณสมบัติที่เหมือนกัน เพื่อเป็นประโยชน์ในการศึกษา ในแต่ละส่วนของ ตารางธาตุ โดยคาบ (Period) เป็นการจัดแถวของธาตุแนวราบ ส่วนหมู่ (Group) เป็นการจัดแถวของธาตุในแนวดิ่ง
- ธาตุหมู่หลัก มีทั้งหมด 8 หมู่ 7 คาบ โดยธาตุที่อยู่ด้านซ้ายของเส้นขั้นบันได จะเป็นโลหะ (Metal) ส่วนทางด้านขวาเป็นอโลหะ (Non metal) ส่วนธาตุที่อยู่ติดกับเส้นขั้นบันไดนั้น จะเป็นกึ่งโลหะ (Metalloid)
- ธาตุทรานซิชัน มีทั้งหมด 8 หมู่ แต่หมู่ 8 มีทั้งหมด 3 หมู่ย่อย จึงมีธาตุต่างๆ รวม 10 หมู่ และมีทั้งหมด 4 คาบ
ธาตุอินเนอร์ทรานซิชัน มี 2คาบโดยมีชื่อเฉพาะเรียกคาบแรกว่าคาบแลนทาไนด์ - (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
ภาพการจัดเรียงธาตุลงในตารางธาตุ
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
- 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
- มีความว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามาก แต่น้อยกว่าโลหะอัลคาไล
- ทำปฏิกิริยากับน้ำได้สารละลายเบส สารประกอบโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธพบมากในธรรมชาติ
- โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีความว่องไวแต่ยังน้อยกว่าโลหะอัลคาไล
- โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2
ธาตุหมู่ III
- ธาตุหมู่ III ได้แก่ B Al Ga In Tl
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 3
- ธาตุหมู่ III ได้แก่ B Al Ga In Tl
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 3
ธาตุหมู่ IV
- ธาตุหมู่ IV ได้แก่ C Si Ge Sn Pb
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 4
- ธาตุหมู่ IV ได้แก่ C Si Ge Sn Pb
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 4
ธาตุหมู่ V
- ธาตุหมู่ V ได้แก่ N P As Sb Bi
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5
- ธาตุหมู่ V ได้แก่ N P As Sb Bi
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5
ธาตุหมู่ VI
- ธาตุหมู่ VI ได้แก่ O S Se Te Po
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 6
- 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 -)
- 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
- มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเต็ม 8 อิเล็กตรอน จึงทำให้เป็นก๊าซที่ไม่ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยา
- ก๊าซมีตระกูลอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว แต่ยกเว้น Kr กับ Xe ที่สามารถสร้างพันธะได้
ขนาดอะตอมของธาตุ
หน่วยพิโกเมตร
ขนาดอะตอมของธาตุต่างๆ
ขนาดของอะตอมนั้นถ้าจะพิจารณาถึงปัจจัยต่างๆ ที่ส่งผลกระทบต่อขนาดของอะตอมนั้น อาจแบ่งแยกออกได้เป็นข้อ เรียงตามลำดับความสำคัญได้ดังนี้
1. จำนวนระดับพลังงาน
2. จำนวนโปรตอน
3. จำนวนอิเล็กตรอน
สมบัติอื่นๆ ของธาตุ
พลังงานไอโอไนเซชัน (Ionization Energy : IE) หมายถึง พลังงานปริมาณน้อยที่สุด ที่ทำให้อิเล็กตรอนหลุดจากอะตอม ในสถานะก๊าซ เช่น
ธาตุที่มีอิเล็กตรอนมากกว่า 1 ตัว เช่น ธาตุลิเทียม(Li)
Li(g)
Li +(g) + e - IE 1 = 520 kJ/mol
Li +(g) Li 2+(g) + e - IE 2 = 7,394 kJ/mol
Li 2+(g) Li 3+(g) + e - IE 3 = 11,815 kJ/mol
Li(g)
Li +(g) + e - IE 1 = 520 kJ/molLi +(g)
Li 2+(g) + e - IE 2 = 7,394 kJ/molLi 2+(g)
Li 3+(g) + e - IE 3 = 11,815 kJ/mol
จากการสังเกตจากค่าพลังงานไอออไนเซชันจะพบว่า IE 1 คือพลังงานที่ให้แก่อะตอมเพื่อดึงอิเล็กตรอนที่อยู่วงนอกสุดมีค่าน้อยที่สุด เพราะอิเล็กตรอนที่อยู่ห่างจากนิวเคลียสหลุดออกได้ง่าย
อิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity : EN) หมายถึง ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนในพันธะเข้ามาหาตัวเอง
Na + -------> Cl -
จากภาพจะเห็นว่า อะตอมของ Cl มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้ดีกว่า Na แสดงว่า Cl มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า Na
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ( Electron Affinity : EA ) คือ พลังงานที่อะตอมในสถานะก๊าซคายออกมาเมื่อได้รับอิเล็กตรอน สมการเป็นดังนี้
F(g) + e - Li -(g) + พลังงาน EA = -333 kJ/mol
Li -(g) + พลังงาน EA = -333 kJ/mol
ที่มา
- Prapawadee Khamgon. 2556. บทที่ 5 โครงสร้างอะตอมและตารางธาตุ. สืบค้นเมื่อ 20 มิถุนายน 2556,จาก http://wiki.stjohn.ac.th/
- 2556. ตารางธาตุ (Periodic table of elements). 20 มิถุนายน 2556,จาก http://nakhamwit.ac.th/
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น