บทที่ 1 อะตอมและตารางธาตุ

อะตอมและตารางธาตุ

แบบจำลองอะตอม

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

1.แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

   สสารทั้งหลายประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุด จะไม่สามารถมองเห็นได้และจะไม่สามารถแบ่งแยกให้เล็กลงกว่านั้นได้อีก แต่ในสมัยนั้นก็ยังไม่มีการทดลอง เพื่อพิสูจน์และสนับสนุนแนวความคิดดังกล่าว

         แบบจำลองอะตอม ( Atomic model ) เนื่องจากอะตมมีขนาดเล็กมาก ซึ่งสายตามนุษย์ไม่อาจมองเห็นได้ด้วยตาเปล่า ในปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์ได้พัฒนาเครื่องมือที่เรียกว่า atomic force microscope (AFM) ซึ่ใช้งานทางด้านวิทยาศาสตร์ระดับนาโนในการสร้างเป็นภาพลักษณ์พื้นผิวที่เป็นเชิงโครงสร้างระดับอะตอม โดยการผ่านแสงเลเซอร์ไปที่ส่วนปลายแหลมขนาดระดับอะตอมที่อยู่ใต้คาน และเมื่อคานลากส่วนปลายแหลมกวาดผ่านไปทั่วผิวที่เป็นโครงสร้างระดับอะตอมของวัตถุ เครื่องจะสามารถตรวจวัดความสูงต่ำของพื้นผิว การปรับตำแหน่งของคานจะทำให้ลำแสงเลเซอร์ที่จะสะท้อนจากคานเปลี่ยนตำแหน่งไปด้วย ซึ่งจะถูกนำมาแปรสัญญาณเพื่อสร้างเป็นภาพพื้นผิวที่มีลักษณะเชิงโครงระดับอะตอมแสดงบนจอภาพได้

2.แบบจำลองของทอมสัน

ในปีพ.ศ. 2346 จอห์น ดอลตัน ( John Dalton ) นักวิทยาศตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีว่า อะตอมมีลักษณะทรงกลม ภายในว่างเปล่า เป็นอนุภาคที่มีขนาดเล็กที่สุด แบ่งแยกไม่ได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่หรือทำให้สูญหายได้ อะตอมของธาตุชนิด

เดียวกันย่อมมีสมบัติเหมือนกัน มีมวลเท่าๆกัน แต่จะมีสมบัติแตกต่างกันจากอะตอมของธาตุอื่น

เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน  นักวิทยาศตร์ชาวอังกฤษ ได้ทำการศึกษาและทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟเาชองก๊าซโดยใช้หลอดรังสีแคโทด

หลอดรังสีแคโทด

       เป็นเครื่องที่ใช่ทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าโดยหลอดรังสีแคโทดจะมีความดันต่ำมาก และความต่างศักย์สูงมาก วิลเลียม ครูกส์ ( SirWilliam Crookes ) ได้สร้างหลอดรังสีแคโทดขึ้นมาโดยใช้แผ่นโลหะ 2 แผ่นเป็นขั้วไฟฟ้า โดยต่อขั้วไฟฟ้าลบกับขั้วลบของเครื่องกำเนิดไฟฟ้าเรียกว่า แคโทด และต่อขั้วไฟฟ้าบวกเข้ากับขั้วบวกของเครื่องกำเนิดไฟฟ้าเรียกว่า แอโนด

การค้นพบอิเล็กตรอน

เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน ดัดแปลงหลอดรังสีใหม่

รังสีพุ่งจากด้าแคโทดไปยังด้านแอโนด และจะมีรังสีส่วนหนึ่งทะุลุออกไปกระทบกับฉากเรืองแสง

หลังจากนั้นทอมสันได้เพิ่มขั้วไฟฟ้าเข้าไปในหลอดรังสีแคโทด 

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

ผลการทดลองของออยแกน โกสไตน์

 เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้า ปรากฏว่ามีจุดสว่างเกิดขึ้นทั้งฉากเรืองแสง ก. และฉากเรืองแสง ข.

       โกลสไตน์ได้อธิบายว่า  จุดเรืองแสงที่เกิดขึ้นบนฉากเรืองแสง ก. จะต้องเกิดจากที่ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าบวก เคลื่อนที่ผ่านรูตรงกลางของแคโทด ไปยังฉากเรืองแสง  แต่ยังไม่ทราบว่ารังสีที่มีประจุไฟฟ้าบวกนี้เกิดจากอะตอมของก๊าซ หรือเกิดจากอะตอมของขั้วไฟฟ้า และมีลักษณะเหมือนกันหรือไม่

       โกลสไตน์ได้ทดลองเปลี่ยนชนิดของก๊าซในหลอดแก้วปรากฏว่าอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าบวกเหล่านี้มีอัตราส่วนประจุต่อมวลไม่เท่ากัน ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซที่ใช้และเมื่อทดลองเปลี่ยนโลหะที่ใช้ทำเป็นขั้วไฟฟ้าหลายๆชนิดแต่ให้ก๊าซในหลอดแก้วชนิดเดียวกัน ปรากฏว่า ผลการทดลองได้อัตราส่วนประจุต่อมวลเท่ากันแสดงว่าอนุภาคบวกในหลอดรังสีแคโทดเกิดจากก๊าซ

ไม่ได้เกิดจากขั้วไฟฟ้า

สรุปแบบจำลองของทอมสัน

       จากผลการทดลอง ทั้งของทอมสันและโกลด์สไตน์ ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้น จึงได้เสนอแบบจำลองอะตอม ดังนี้  

      "อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลมประกอบด้วยอนุภาคโปรตอนที่มีประจุไฟฟ้าเป็นบวกและอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุไฟฟ้าเป็นลบ กระจัดกระจายอย่างสม่ำเสมอในอะตอมอะตอมที่มีสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับจำนวนประจุลบ"

ข้อแตกต่าง	รังสีแคแนล	รังสีแคโทด
1. การเกิด	เกิดจากอะตอมของแก๊ส	เกิดจากอะตอมของโลหะที่ใช้ทำขั้วแคโทดและแก๊ส
2. ชนิดประจุ	ประจุบวก	ประจุลบ
3. การเบี่ยงเบนในสนามแม่เหล็ก	เกิดตรงข้ามกับรังสีแคโทด	เกิดการเบี่ยงเบนออกจากแนวเส้นตรง
4. ทิศทางของรังสี	พุ่งจากขั้วบวก (แอโนด)   ไปยังขั้วลบ (แคโทด)	พุ่งจากขั้วลบ (แคโนด) ไปยังขั้วบวก (แอโนด)
5. ประจุ / มวลเมื่อเปลี่ยนแก็ส	ไม่คงที่	ตงที่เสมอ
6. ชื่อเรียก	รังสีบวก	รังสีลบ

3.แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

ลอร์ดเออร์เนสท์รัทเทอร์ฟอร์ด ( Lord Ernest Rutherford ) นักวิทยาศาสตร์ชาวนิวซีแลนด์ และฮันส์ ไกเกอร์ และมาร์สเคน ได้ทดลองใช้อนุภาคแอลฟายิงไปยังแผ่นโลหะทองคำบางๆ และใช้ฉากเรืองแสงซึ่งฉาบด้วยซิงค์ซัลไฟด์ ( ZnS ) โค้งเป็นวงกลมเป็นฉากรับแอลฟาเพื่อตรวจสอบทิศทางการเคลื่อนที่ของอนุภาคแอลฟา

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 เท่าของมวลโปรตรอนรวม

    รัทเทอร์ฟอร์ดสันนิษฐานว่า น่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ในนิวเคลียส และอนุภาคนี้

    ต้องมีมวลใกล้เคียงกันกับมวลของโปรตรอนมาก และต้องเป็นกลางทางไฟฟ้า

2. ทอมสันศึกษาหามวลของอนุภาคบวกของ Ne ปรากฎว่า อนุภาคบวกนี้มีมวล 2 เท่า

    ผลการทดลองนี้สนับสนุนว่าจะต้องมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ในนิวเคลียส

    เชดวิก ได้ยิงอนุภาคแอลฟาไปยัง Be ปรากฎว่าได้อนุภาคชนิดนึ่งออกมา

    ซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับมวลของโปรตรอนและไม่มีประจุไฟฟ้า เรียกอนุภาคนี้ว่า "นิวตรอน"

กล่าวว่า จากการค้นพบนิวตรอนนี้ ทำให้ทราบว่าในอะตอมประกอบไปด้วยอนุภาค 3 ชนิด คือ โปรตอน อิเล็กตรอนและนิวตรอน โดยเรียนอนุภาคทั้ง 3 ชนิดนี้ว่า "อนุภาคมูลฐานของอะตอม"

สรุปแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง

อนุภาคมูลฐานของอะตอม 

อนุภาค	ประจุ(หน่วย)	ประจุ(C)	มวล(g)	มวล(amu)
อิเล็กตรอน	-1	1.6 x 10-19	0.000549	9.1096 x 10-28
โปรตรอน	+1	1.6 x 10-19	1.007277	1.6726 x 10-24
นิวตรอน	0	0	1.008665	1.6749 x 10

เลขมวล ( Mass number ) หมายถึง ผลบวกของโปรตอน และนิวตรอนในนิวเคลียส

เลขอะตอม ( Atpmic number ) หมายถึง จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ซึ่ง = จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม

ไอออน (Ion)

           คือ อนุภาคที่มีประจุไฟฟ้า ซึ่งเกิดจากอะตอมเสียหรือได้รับอิเล็กตรอน ประจุไฟฟ้ามี 2 ชนิด ดังนี้

1. ไอออนบวก ( ation ) คือ อนุภาคที่มีโปรตอน มากกว่า อิเล็กตรอน

2. ไอออนลบ ( anion ) คือ อนุภาคที่มีโปรตอน น้อยกว่า อิเล็กตรอน

      1. ไอโซโทป ( Isotope )

        หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีเลขอะตอมเท่ากัน   แต่มีเลขมวลต่างกัน

      2. ไอโซโทน   ( Isotone )

       หมายถึง  อะตอมของธาตุต่างชนิดกันแต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน

      3. ไอโซบาร์ (  Isobar ) 

       หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน   แต่มีเลขอะตอมไม่เท่ากัน

      4. ไอโซอิเล็กทรอนิกส์ ( Isoelectronic )

       หมายถึง อะตอมของธาตุหรือไอออนที่มรจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน

4.แบบจำลองอะตอมของโบว์

โบร์ได้ศึกษาแบบจำลองอะตอมขึ้นมาโดยนำแบบจำลองอะตอมของรัทฟอร์ดมาแก้ไข เขาศึกษาสเปกตรัมการเปล่งแสงของธาตุ โดยบรรจุแก๊สไฮโดรเจนในหลอดปล่อยประจุ จากนั้นให้พลังงานเข้าไป

ผลการทดลอง        

อิเล็กตรอนเคลื่อนจากขั้วบวกไปขั้วลบชนกับแก๊สไฮโดรเจน จากนั้นเปล่งแสงออกมาผ่านปริซึมทำให้เราเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมสีต่าง ๆ ตกบนฉากรับภาพ

สรุปผลการทดลอง         

การเปล่งแสงของธาตุไฮโดรเจน เกิดจากอิเล็กตรอนเปลี่ยนระดับพลังงานจากวงโคจรสูงไปสู่วงโคจรต่ำ พร้อมทั้งคายพลังงานในรูปแสงสีต่าง ๆ

แต่ก่อนที่จะศึกษาสเปกตรัมควรต้องมีความใจเกี่ยวกับคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

สมบัติของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

ความยาวคลื่น ( Wave length ) ใช้สัญลักษณ์ (λ) แลมบ์ดา คือ ระยะที่คลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบ ( มีหน่วยเป็น เมตรหรือนาโนเมตร )

ความถี่คลื่น ใช้สัญลักษณ์ (V) นิว คือ จำนวนรอบของคลื่นที่่ผ่านจุดใดจุหนึ่งในเวลา 1 วินาที ( มีหน่วยเป็นจำนวนรอบต่อวินาที หรือ เฮิรตซ์ (Hz)  s-1 )

เมื่อ  E คือ พลังงานของคลื่นมีหน่วยเป็น ( J ) จูล

              H คือ ค่าคงตัวของพลังค์ มีค่า =   6.625 x 10 ^-34 J.s 

      

        V คือ ความถี่ของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีหน่วยเป็น รอบต่อวินาที หรือเฮิร์ตซ์ ( Hz )

ในการศึกษาเกี่ยวกับคลื่นทั่วไป พบว่า ความยาวคลื่นจะมีความสัมพันธ์กับความถี่ของคลื่น ดังนี้

 

เมื่อ c คือ ความเร็วของคลื่นแม่เหล็ไฟฟ้าในสุญญากาศ มีค่า = ความเร็วของคลื่นแสง มีค่า = 3 x 10 8 m/s หรือ เขียนหน่วยเป็น ms-1

สรุปได้ว่า

"คลื่นที่มีความยาวคลื่นมาก จะมีความถี่น้อย และพลังงานคลื่นน้อย"

"คลื่นที่มีความยาวคลื่นน้อย จะมีความถี่มาก และพลังงานคลื่นมาก"

สเปกตรัม ( Spectrum )

         หมายถึง แถบสี แถบแสงส หรือเส้นสีของพลังงานในรูปคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

สเปกตรัม มี 2 ชนิด คือ

1. สเปกตรัมต่อเนื่อง ( Continuousspectrum ) เป็นสเปกตรัมที่ประกอบด้วยแถบของสีที่ต่อเนื่องกันไปจากสีหนึ่งไปยังอีกสีหนึ่ง โดยจะมองไม่เห็นช่องว่างระหว่างสีเลย

2. สเปกตรัมไม่ต่อเนื่อง ( Discontinuous spectrum ) เป็นสเปกตรัมที่มีลักษณะเป็นเส้นสีสว่างบนพื้นสีดำมืดบางที่เรียกว่าเส้นสเปกตรัม โดยมองเห็นเป็นเส้นสีเรียงจากเส้นหนึ่งไปยังอีกเส้นหนึ่ง

สรุปสเปกตรัม

1. สเปคตรัมเป็นสมบัติเฉพาะตัวของธาตุชนิดหนึ่งๆ ซึ่งแตกต่างจากธาตุชนิดอื่น2. สเปคตรัมของโลหะชนิดเดียวกัน มีสี และตำแหน่งของสเปคตรัมเหมือนกัน

3. สเปคตรัมของโลหะต่างชนิดกัน จะไม่เหมือนกัน

4.สีของเปลวไฟที่ได้จากการเผาสารคือส่วนของพลังงานที่แปรรูปมาจากพลังงานความร้อนที่สารได้รับความร้อนแล้วคายออกมาในรูปของแสง

“ แสงสีต่างกันแสดงว่าคายพลังงานออกมาไม่เท่ากัน(มีความถี่และความยาวคลื่นต่างกัน)”

สรุปแบบจำลองอะตอมของโบร์

1. อิเลคตรอนจะอยู่กันเป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นเรียกว่า “ระดับพลังงาน”

2. อิเลคตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเลคตรอน (Valent electron)จะเป็นอิเลคตรอน

    ที่เกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้

3. อิเลคตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงในอยู่ใกล้นิวเคลียส จะเสถียรมากเพราะประจุบวกจากนิวเคลียสดึงดูด

    ไว้อย่างดี ส่วนอิเลคตรอนระดับพลังงานวงนอจะไม่เสถียรเพราะนิวเคลียสส่งแรงไปดึงดูดได้น้อยมาก

4. ระดับการพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก

5. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเลคตรอน ไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจเปลี่ยนข้ามระดับ

     พลังงานกันก็ได้

5.แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

เนื่องจากแบบจำลองอะตอมของโบร์ใช้อธิบายได้ดีเฉพาะธาตุไฮโรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ดังนั้นถ้าธาตุมีหลายอิเล็กตรอน ทฤษฏีของโบร์ไม่สามารถอธิบายได้ นักวิทยาศาสตร์จึงค้นคว้า ทดลองจนเกิดเป็นแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก ซึ่งมีลักษณะดังนี้

1. อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง วงโคจรไม่จำเป็นต้องเป็นวงกลมเสมอ
2. ไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้
3. บริเวณกลุ่มหมอกหนาทึบ แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนบริเวณนั้นมาก และบริเวณที่กลุ่มหมอกจาง แสดงว่ามีโอกาพบอิเล็กตรอนน้อย

"อะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส มีลักษณะทรงกลม บรอเวณกลุ่มหมอกทึบแสดงว่ามีโอกาศพบอิเล็กตรอนมาก และบริเวณที่กลุ่มหมอกจางมีโอกาศที่จะพบอิเล็กตรอนน้อย"

การจัดเรียงอิเล็กตรอน

การจัดเรียงอิเล็กตรอน

       ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน  จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน   2n 2

ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f

 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 

ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e - ได้ ไม่เกิน 2 ตัว           ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e - ได้ ไม่เกิน 6 ตัว

ระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e - ได้ ไม่เกิน 10 ตัว    ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e - ได้ไม่เกิน 14 ตัว

ตารางธาตุ

วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ  

      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

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

เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ำกันเป็นช่วง ๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงลำดับมวลอะตอมของธาตุจากน้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นตำแหน่งของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ  และยังได้ใช้สมบัติของธาตุและสารประกอบอื่น ๆ  นอกเหนือจากคลอไรด์และออกไซด์มาประกอบการพิจารณาด้วย โดยที่ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ  เมนเดเลเอฟจึงสามารถทำนายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียงดังตาราง

       เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ

ตารางธาตุปัจจุบัน

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

ตารางธาตุที่ใช้กันอยู่ในปัจจุบันนั้น มีการจัดเรียง คือ

 1. จัดเรียงธาตุตามแนวนอนโดยเรียงลำดับเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

 2.ธาตุซึ่งเรียงตามลำดับเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นและเป็นแถวตามแนวนอนเรียกว่า คาบ ซึ่งมีทั้งหมด 7 คาบ ได้แก่

·         คาบที่ 1 มี 2 ธาตุ คือ H และ He

·         คาบที่ 2 มี 8 ธาตุ คือ Li จนถึง Ne

·         คาบที่ 3 มี 8 ธาตุ คือ Na จนถึง Ar

·         คาบที่ 4 มี 18 ธาตุ คือ K จนถึง Kr

·         คาบที่ 5 มี 18 ธาตุ คือ Rb จนถึง Xe

·         คาบที่ 6 มี 32 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn

·         คาบที่ 7 มี 29 ธาตุ(ที่ค้นพบ) คือ Fr จนถึง Ds และ Uuu Uub Uuq Uuh Uu

  3. ธาตุในแถวตามแนวตั้ง มีทั้งหมด 18 แถว เรียกว่า หมู่ ซึ่งมีตัวเลขกำกับ แบ่งออกเป็นหมู่ย่อย A และ B โดยที่

    หมู่ย่อย A มี 8 หมู่ คือ หมู่ I A จนถึง VIII A  (หมู่ O) และในหมู่ย่อยต่างๆ ของหมู่ A ก็มีชื่อเรียกเฉพาะ โดย

- หมู่ I A มีชื่อว่า โลหะอัลคาไล

- หมู่ II A มีชื่อว่า โลหะอัลคาไลน์ เอิร์ธ

- หมู่ VI A มีชื่อว่า คาลโคเจน

- หมู่ VII A มีชื่อว่า แฮโลเจน

- หมู่ VIII A มีชื่อว่า ก๊าซมีตระกูล (Noble Gas) หรือ ก๊าซเฉื่อย (Inert Gas)

    หมู่ย่อย B มี 8 หมู่ คือ หมู่ I B จนถึง VIII B แต่เรียงเริ่มจากหมู่ III B ถึงหมู่ II B ซึ่งมีชื่อเรียกว่า ธาตุแทรซิชัน (Transition Elements)

  4. ส่วนธาตุ 2 แถวล่าง ซึ่งแยกไว้ต่างหากนั้น เรียกว่า ธาตุแทรนซิชันชั้นใน (Inner transition elements)

   ธาตุแถวบนคือธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 58 ถึง 71 เรียกว่า กลุ่มธาตุแลนทาไนด์ (Lanthanide series) ธาตุกลุ่มนี้ควรจะอยู่ในหมู่ III B โดยจะเรียงต่อจากธาตุ La

   ส่วนแถวล่าง คือ ธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 90 ถึง 103 เรียกว่า กลุ่มธาตุแอกทิไนด์ (Actinide series) ธาตุกลุ่มนี้ควรอยู่ในหมู่ III B โดยเรียงต่อจากธาตุ Ac

  5. ธาตุไฮโดรเจนมีสมบัติบางอย่างคล้ายธาตุหมู่ 1 และมีสมบัติบางอย่างคล้ายธาตุหมู่ 7 จึงแยกไว้ต่างหาก

  6. ธาตุที่เป็นโลหะและอโลหะถูกแยกออกจากกันด้วยเส้นหนักขั้นบันได โดยทางซ้ายของเส้นบันไดเป็นโลหะ ทางขวาของเส้นขั้นบันไดเป็นอโลหะ ส่วนธาตุที่อยู่ชิดเส้นบันไดจะมีสมบัติก้ำกึ่งระหว่างโลหะกับอโลหะ เรียกธาตุพวกนี้ว่า ธาตุกึ่งโลหะ (Metalloid) ได้แก่ โบรอน (B) ซิลิคอน (Si) เจอร์เมเนียม (Ge) อาร์เซนิกหรือสารหนู (As) แอนติโมนีหรือพลวง (Sb) และเทลลูเรียม (Te)

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

การเรียนกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมมากกว่า 100

*** ขออนุญาตเจ้าของด้วยนะคะ***

เลขออกซิเดชัน

1. เลขออกซิเดชันของธาตุอิสระมีค่าเป็น 0 เช่น  Na, O2 และ  P4

2. โลหะแอลคาไล (alkali metal = หมู่ IA) มีเลขออกซิเดชันเป็น +1

     โลหะแอลคาไลน์เอิร์ท (หมู่ IIA) มีเลขออกซิเดชันเป็น +2

3. H มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 ยกเว้นเมื่อเป็นสารประกอบโลหะไฮไดรด์ เช่น NaH อะตอมของธาตุ H มีเลขออกซิเดชันเป็น -1

4. O มีเลขออกซิเดชันเป็น -2 ยกเว้นในสารประกอบเปอร์ออกไซด์ (peroxide) และสารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ (superoxide)

        – สารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น H2O2 อะตอมของธาตุ O มีเลขออกซิเดชันเป็น -1 และ

        – สารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น Na2O อะตอมของธาตุ O มีเลขออกซิเดชันเป็น -1/2

5. เลขออกซิเดชันของไอออนอะตอมเดี่ยวมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น

       – Na+ มีเลขออกซิเดชันเป็น +1

       – O2– มีเลขออกซิเดชันเป็น -2

   เลขออกซิเดชันของไอออนที่เป็นหมู่อะตอมมีผลรวมของเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น

       – SO42- อะตอมของธาตุ S มีเลขออกซิเดชันเป็น +6 และอะตอมของธาตุ O มีเลขออกซิเดชันเป็น -2

6.  ผลรวมของเลขออกซิเดชันของสารที่เป็นกลางทางไฟฟ้ามีค่าเป็น 0 เช่น

       – NaCl อะตอมของธาตุ Na มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 และ อะตอมของธาตุ Cl มีเลขออกซิเดชันเป็น -1 ส่วน

       – HNO3 อะตอมของธาตุ H มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 อะตอมของธาตุ N มีเลขออกซิเดชันเป็น +5 และอะตอมของธาตุ O มีเลขออกซิเดชัน เป็น -2

ตัวอย่างที่ 1 จงหาเลขออกซิเดชันของ Cr ใน [ Cr(H 2O) 4Cl 2]ClO 4

    วิธีทำ H 2O มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ 0

           Cl - มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ - 1

           ClO 4 มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ - 1

        ให้ Cr มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ A

                A + ( 0 x 4 ) + ( - 1 x 2 ) + ( - 1 ) = 0

                A = + 1 + 2 = + 3

*** ขออนุญาตเจ้าของด้วยนะคะ***