9/30/2553

ตารางธาตุ

ตารางธาตุ


ดีมีตรี เมนเดเยฟ บิดาแห่งตารางธาตุ
ตารางธาตุ (Periodic table) คือ ตารางที่ใช้แสดงรายชื่อธาตุเคมี คิดค้นขึ้นโดยนักเคมีชาวรัสเซีย ดมีตรี เมนเดเลเยฟ (Dmitri Mendeleev) ในปี พ.ศ. 2412[1] จากการสังเกตว่า เมื่อนำธาตุที่รู้จักมาวางเรียงตามลำดับเลขอะตอม จะพบว่าคุณสมบัติพื้นฐานบางอย่างคล้ายกัน สามารถจำแนกเป็นกลุ่มๆ ได้ ทำให้เกิดรูปแบบตารางธาตุ และพัฒนาต่อเนื่องมาจนเป็นอย่างที่เห็น ตารางธาตุเป็นส่วนหนึ่งในการเรียนการสอนวิชาเคมีด้วย

ประวัติ ศาสตร์ของตารางธาตุ

เริ่มต้นจาก จอห์น นิวแลนด์ส ได้พยายามเรียงธาตุตามมวลอะตอม แต่เขากลับทำให้ธาตุที่มีสมบัติต่างกันมาอยู่ในหมู่เดียวกัน นักเคมีส่วนมากจึงไม่ยอมรับตารางธาตุของนิวแลนด์ส ต่อมา ดมีตรี เมนเดเลเยฟ จึงได้พัฒนาโดยพยายามเรียงให้ธาตุที่มีสมบัติเหมือนกันอยู่ในหมู่เดียวกัน และเว้นช่องว่างไว้สำหรับธาตุที่ยังไม่ค้นพบ พร้อมกันนั้นเขายังได้ทำนายสมบัติของธาตุใหม่ไว้ด้วย โดยใช้คำว่า เอคา (Eka) นำหน้าชื่อธาตุที่อยู่ด้านบนของธาตุที่ยังว่างอยู่นั้น เช่น เอคา-อะลูมิเนียม (ต่อมาคือธาตุแกลเลียม) เอคา-ซิลิคอน (ต่อมาคือธาตุเจอร์เมเนียม) แต่นักเคมีบางคนในยุคนั้นยังไม่แน่ใจ เนื่องจากว่าเขาได้สลับที่ธาตุบางธาตุโดยเอาธาตุที่มีมวลอะตอมมากกว่ามาไว้หน้าธาตุที่มีมวลอะตอมน้อยกว่า ดมีตรีได้อธิบายว่า เขาต้องการให้ธาตุที่มีสมบัติเดียวกันอยู่ในหมู่เดียวกัน เมื่อดมีตรีสามารถทำนายสมบัติของธาตุได้อย่างแม่นยำ และตารางธาตุของเขาไม่มีข้อน่าสงสัย ตารางธาตุของดมีตรีก็ได้รับความนิยมจากนักเคมีในสมัยนั้นเป็นต้นมา

[แก้] ตาราง ธาตุแบบมาตรฐาน

หมู่ 1A 2A
3B 4B 5B 6B 7B 8B 8B 8B 1B 2B 3A 4A 5A 6A 7A 8A
คาบ
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be


5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg


13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca

21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr

39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
* 71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
*
*
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Uuq
115
Uup
116
Uuh
(117)
Uus
118
Uuo

* แลนทาไนด์ 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
** แอกทิไนด์ 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
อนุกรมเคมีในตารางธาตุ
โลหะแอลคาไล โลหะแอลคาไลน์เอิร์ท แลนทาไนด์ แอกทิไนด์ โลหะทรานซิชัน
โลหะหลังทรานซิชัน ธาตุกึ่งโลหะ อโลหะ แฮโลเจน ก๊าซมีตระกูล
รหัสสีสำหรับเลขเชิงอะตอม:
  • ธาตุที่เลขเชิงอะตอมเป็น สีน้ำเงิน เป็นของเหลวที่ STP
  • ธาตุที่เลขเชิงอะตอมเป็น สีเขียว เป็นก๊าซที่ STP
  • ธาตุที่เลขเชิงอะตอมเป็น สีดำ เป็นของแข็งที่ STP
  • ธาตุที่เลขเชิงอะตอมเป็น สีแดง เป็น ธาตุสังเคราะห์ (ทุกธาตุเป็นของแข็งที่ STP)
  • ธาตุที่เลขเชิงอะตอมเป็น สีเทา ยังไม่มีการค้นพบ (ธาตุเหล่านี้ในตารางจะมีสีพื้นจาง ๆ ที่ใกล้เคียงกับสีพื้นของอนุกรมเคมีที่ธาตุดังกล่าวน่าจะเป็นสมาชิก)

ข้อ แนะนำในการจดจำธาตุในตารางธาตุ

  • หมู่ 1A ลิเทียม (Lithium) โซเดียม (Sodium - Natrium) โพแทสเซียม (Potassium - Kalium) รูบิเดียม (Rubidium) ซีเซียม (Cesium) แฟรนเซียม (Francium)
  • หมู่ 2A เบริลเลียม (Beryllium) แมกนีเซียม (Magnesium) แคลเซียม (Calcium) สตรอนเทียม (Strontium) แบเรียม (Barium) เรเดียม (Radium)
  • หมู่ 3A โบรอน (Boron) อะลูมิเนียม (Aluminium) แกลเลียม (Gallium) อินเดียม (Indium) แทลเลียม (Thallium)
  • หมู่ 4A คาร์บอน (Carbon) ซิลิกอน (Silicon) เจอร์เมเนียม (Germanium) ดีบุก (Tin - Stannum) ตะกั่ว (Lead - Plumbum)
  • หมู่ 5A ไนโตรเจน (Nitrogen) ฟอสฟอรัส (Phosphorous) อะซินิค (สารหนู) (Arsenic) พลวง (Antimony - Stibium) บิสมัท (Bismuth)
  • หมู่ 6A ออกซิเจน (Oxygen) ซัลเฟอร์ (กำมะถัน) (Sulfur) ซีลีเนียม (Selenium) เทลลูเรียม (Telllurium) โพโลเนียม (Polonium)
  • หมู่ 7A ฟลูออรีน (Fluorine) คลอรีน (Chlorine) โบรมีน (Bromine) ไอโอดีน (Iodine) แอสทาทีน (Astatine)
  • หมู่ 8A ฮีเลียม (Helium) นีออน (Neon) อาร์กอน (Argon) คริปตอน (Krypton) ซีนอน (Xenon) เรดอน (Radon)
ยกเว้น ไฮโดรเจน เพราะยังถกเถียงกันอยู่ว่าจะจัดลงไปที่หมู่ 1 หรือ 7 ดี เพราะคุณสมบัติเป็นกึ่ง ๆ กัน ระหว่าง 1A กับ 7A และธาตุประเภททรานซิชัน โดยทั่วไป ไม่แนะนำให้จำ แต่อาศัยดูตารางเอา และควรจำคุณสมบัติของธาตุที่สำคัญ ๆ ให้ได้ หรืออาจจะใช้หลักการในการท่องให้ง่ายขึ้น เช่นการใช้ตัวย่อของแต่ละคำมารวมกันเป็นประโยคที่จำง่าย ๆ ซึ่งจะทำให้จำได้ไวขึ้น

หมายเหตุ ชื่อที่เป็นตัวเอียง เป็นชื่อในภาษาละติน ซึ่งเป็นที่มาของสัญลักษณ์ของธาตุนั้นๆ

แหล่ง กำเนิดของธาตุในจักรวาล

  1. ไฮโดรเจนและฮีเลียมเกิดเริ่มแรกในจักรวาลหลังบิกแบง
  2. ธาตุตัวที่ 3 คือลิเทียม ถึงตัวที่ 26 คือ เหล็กเกิดจากภาวะอัดแน่นในดวงดาว
  3. ธาตุตัวที่หนักกว่าเหล็กจนถึงยูเรเนียมเกิดจากดาวระเบิด หรือปรากฏการณ์นิวเคลียร์ฟิวชั่นในดาวฤกษ์ (กรณีหลังจะได้กัมมันตภาพฯ เป็นส่วนมาก)

สมบัติ ของธาตุตามหมู่และคาบ

ปัจจุบันมีการค้นพบธาตุแล้วกว่า 100 ชนิดซึ่งในตารางธาตุปัจจุบันได้บรรจุอะตอมของธาตุต่างๆลงในตารางธาตุตาม สมบัติและเลขอะตอม ทำให้การศึกษาและการจดจำทำได้ง่ายขึ้น สมบัติทางเคมีและฟิสิกส์หลายอย่างของธาตุเป็น พิริออดิกฟังก์ชั่น(periordic frunction)ของเลขอะตอม การจัดเรียงอะตอมของธาตุบางประการมีคุณสมบัติและแนวโน้มตามคาบและหมู่ของ อะตอมและมีการจัดเรียงกันอย่างไร และมีสมบัติใดคล้ายคลึงกันจะได้ศึกษาจากสมบัติของธาตุในตารางธาตุหรือตาราพี ริออดิกในบทเรียนที่ 3 นี้ ตารางธาตุในปัจจุบันที่เราเห็นกันในบทนี้มีการจัดเรียงตัวของอะตอมอย่างไร บ้าง และธาตุใดที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันนักเรียนสามารถระบุได้หรือไม่ เมื่อนักเรียนสังเกตในตารางธาตุจะพบว่ามีแถวในแนวตั้งทั้งหมด 18 แถวเราเรียกแถวเหล่านั้นว่า หมู่(Group) และเราเรียกแถวในแนวนอนทั้งหมด 7 แถวว่า คาบ(Period)
3.1 วิวัฒนาการของตารางธาตุและตารางในปัจจุบัน 
นักเคมีเริ่มรู้จักธาตุกันมากขึ้นและมีธาตุถึง 100 กว่าธาตุดังนั้นจึงเป็นการยากแก่การศึกษาและการทำความเข้าใจ ดังนั้นนักเคมีจึงเริ่มหาการจัดเรียงธาตุชนิดต่างให้ง่ายขึ้นเพื่อที่จะ สามารถจดจำและทำให้การทำงานสะดวกยิ่งขึ้น ในปี พ.ศ. 2412 (ค.ศ. 1869) นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ชื่อเมนเดเลเอฟ(D.I. Mendeleev) ได้ศึกษาและพบว่าเมื่อนำธาตุต่างมากเรียงตามเลขอะตอมจะพบว่ามีสมบัติทางเคมี และฟิสิกส์คล้ายคลึงกัน และจะปรากฏอยู่เป็นช่วงๆ จึงได้ตั้งเป็นกฎพีริออดิก(Periodic Law)มีใจความว่า“สมบัติของธาตุจะปรากฎเป็นช่วงๆตามมวลอะตอมที่เพิ่มขึ้นตาม เลขอะตอมของธาตุ” ต่อมาในปี พ.ศ. 2456 (ค.ศ.1913)โมสลีย์(H.G.J. Moseley) พบว่าการจัดเรียงของอะตอมจะมีความสัมพันธ์กับการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม ของธาตุนั้นๆ ดังนั้นในปัจจุบันกฏพีริออดิกจึงกล่าวได้ดังนี้“สมบัติต่างๆของธาตุเป็นพีริ ออดิกฟังก์ชั่นของเลขอะตอม และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในธาตุเหล่านั้น” ดังนั้นจึงสามารถใช้กฏต่างๆเหล่านี้จัดเรียงธาตุต่างๆตามเลขอะตอมเป็นตาราง พีริออดิก(periodic table) ซึ่งเป็นเครื่องช่วยในการจดจำของนักเคมีได้ดียิ่งขึ้นและทำให้ทำนายเกี่ยว กับธาตุต่างๆได้แม่นยำ ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีการจัดเรียงเวเลนซ์อิเล็กตรอนเหมือนกัน ดังนั้นธาตุในหมู่เดียวกันจึงมีสมบัติคล้ายกันมากเช่น ออกซิเจนและกำมะถันมี 6 เวนเลนซ์อิเล็กตรอน เท่ากัน และดูตามคาบของแต่ละคาบจะพบว่ามีการจัดเรียงอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานเช่น โพแทสเซียมกับคริปตอนอยู่ในระดับพลังงานที่ 4 เช่นเดียวกัน
3.2 สมบัติของธาตุตามตารางธาตุ 
3.2.1ขนาดอะตอม
โดยทั่วไปธาตุไม่ได้อยู่โดดเดี่ยวตามธรรมชาติ โดยมักจะอยู่ในรูปของสารประกอบดังนั้นนักวิทยาศาสตร์จึงศึกษาเรื่องขนาด อะตอมได้จากการทดลองมี รัศมีชนิดต่างๆดังนี้ รัศมีโคเวเลนต์ คือระยะครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ ซึ่งเกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน รัศมีแวนเดอร์วาลส์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด รัศมีโลหะ คือระยะครึ่งหนึ่งระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด
ตัวอย่างที่ 3.1 จงหารัศมีอะตอมของ Cl และ I เมื่อกำหนดให้ Cl-Cl ยาว 198 pm และ ความยาวพันธะ I-I ยาว 266 pm ความยาวพันธะ Cl-Cl ยาว 198 pm รัศมีมีความยาวเป็น ความยาวพันธะ I-I ยาว 266 pm รัศมีมีความยาวเป็น ตอบ รัศมี Cl มีความยาว 99 pm และรัศมี I มีความยาว 133pm ตัวอย่างที่ 3.2 จงคำนวณหารัศมีของธาตุ A กำหนดให้ ความยาวพันธะ A-B=  pm
ความยาวพันธะ  B-B = pm
รัศมีของอะตอม B เท่ากับ = pm ความยาวพันธะของ A-B = รัศมีของ A+รัศมีของB  = รัศมีของ A+ ตอบ รัศมีของ A = -
จากการศึกษาเรื่องขนาดอะตอมเราสามารถบอกแนวโน้มขนาดของอะตอมตามหมู่และ คาบได้โดยแนวโน้มตามหมู่จากบนลงล่างขนาดของอะตอมจะมีขนาดเพิ่มขึ้นจากเล็กไป ใหญ่ เนื่องจากระดับพลังงานในอะตอมที่มีขนาดเล็กจะมีแรงดึงดูดของโปรตอนใน นิวเคลียสต่อเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาก แต่ถ้าระดับพลังงานเพิ่มขึ้นแรงดึงดูดจะเริ่มน้อยลงตามระดับพลังงานทำให้ ขนาดของอะตอมมีขนาดเพิ่มขึ้นตามแรงดึงดูดที่น้อย ส่วนแนวโน้มตามคาบ ขนาดอะตอมจะเล็กลงจากซ้ายไปขวา ขณะที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้นเนื่องจากว่า ในคาบเดียวกันเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน แต่จำนวนโปรตอนที่อยู่ในนิวเคลียสของแต่ละอะตอมต่างกัน เป็นผลให้จำนวนโปรตอนที่มีมาก ดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้าหาสูง เวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้าใกล้นิวเคลียสมาก อะตอมจึงมีขนาดเล็กลง
ตัวอย่างที่ 3. 3 จงอธิบายว่าเหตุใดลิเทียมกับฟลูออรีนซึ่งมีโปรตอนเป็น 3 และ 9 ตามลำดับจึงมีขนาดอะตอมต่างกันทั้งที่อยู่ในระดับพลังงานที่ 2 เท่ากัน ตอบ ลิเทียมมีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าฟลูออรีนทำให้โปรตอน(H+) ดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนของฟลูออรีนมากกว่าลิเทียมทำให้ขนาดอะตอมของ ฟลูออรีนเล็กกว่าลิเทียมเป็นผลให้ขนาดอะตอมต่างกันนั่นเอง
ตัวอย่างที่ 3.4 จงเรียงลำดับขนาดอะตอมของธาตุ Rb Li และ Na จากเล็กไปใหญ่ตามลำดับ พร้อมอธิบายเหตุผลที่เรียงเช่นนั้น ตอบ LiNa+>Mg 2+ ดังนั้นข้อสรุปของการวิเคราะห์ดังกล่าวคือ อะตอมหรือไอออน ที่มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน จะมีขนาดเล็กลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
ต่อมาอะตอมของอโลหะซึ่งส่วนใหญ่มักจะรับอิเล็กตรอนเข้ามาทำให้เกิด เป็นไอออนลบขึ้น แต่จำนวนโปรตอนไม่เปลี่ยนแปลง ทำให้แรงผลักระหว่างกลุ่มหมอกเพิ่มขึ้นเกิดเป็นขนาดไอออนที่มีลักษณะใหญ่ กว่าอะตอมเดิม ตัวอย่างที่ 3.5 จงเรียงลำดับขนาดไอออนและอะตอมของธาตุต่อไปนี้ จากใหญ่ไปเล็ก 3Li+ 8O2- 9F- 13A3+ 19K+ 20Ca2+ 35Br- วิธีทำ เขียนลำดับการจัดเรียงอิเล็กตรอนแล้วพิจารณาขนาดของอะตอมและจำนวนโปรตอนใน นิวเคลียส ได้ผลดังนี้ 3Li+ 1s2 8O2- 1s2 2s2 2p6
9F-   1s2  2s2 2p6 
13A3+ 1s2 2s2 2p6 19K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 20Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 35Br- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ดังนั้นเรียงขนาดไอออนได้ดังนี้ 35Br- >19K+ >20Ca2+> 8O2- > 9F- > 13A3+ >3Li+ ตอบ Br- >K+ >Ca2+> O2- > F- > A3+ >Li+ 3.2.3พลังงานไอออไนเซชัน ในการที่จะทำให้อิเล็กตรอนตัวแรกของอะตอม ถูกดึงออกมาจากอะตอมในสถานะแก๊สโดยใช้ปริมาณพลังงานอย่างน้อยที่สุดเรียกว่า พลังงานไอออนไนเซชัน(Ionization energy) ใช้สัญลักษณ์ IE และแทนหน่วยเป็น kJ/mol หรือ kcal/mol เช่น H(g) H+(g)+e- IE= 1318 kJ/mol ในการทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากแก๊สเกิดเป็นไอออนที่มีประจุบวกหรือไอออนที่ มีประจุบวกเพิ่มขึ้น เนื่องจากกระบวนการนี้จะเกิดได้จะต้องให้พลังงานเข้าไป ดังนั้นพลังงานไอออไนเซชันจึงมีค่าบวกเสมอ และในแต่ละอะตอมก็จะมีอิเล็กตรอนแตกต่างกันออกไปตามจำนวนเลขอะตอมเราเรียก พลังงานน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สว่า พลังงานไอออนไนเซชันลำดับที่หนึ่ง( first ionization energy : IE1) และพลังงานลำดับต่อๆไปที่ทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊ส เรียกว่าพลังงานไอออนไนเซชันลำดับที่สอง,สาม,สี่,......เขียนย่อเป็นIE2, IE3, IE4,…… เช่นอะตอมของลิเทียมมี 3 อิเล็กตรอนจึงมีค่าพลังงานไอออนไนเซชัน 3 ค่า เขียนแสดงได้ดังนี้ Li(g) Li+(g)+e- ; IE1= +526 kJ/mol Li+(g) Li2+(g)+e- ; IE2= +7,305 kJ/mol Li2+(g) Li3+(g)+e- ; IE3= +11,822 kJ/mol
จากกราฟดังกล่าว และซึ่งเป็นกราฟแสดงความสัมพันธ์ระหว่างค่าพลังงานไอออไนเซชันและลำดับที่ ของพลังงานได้ข้อสรุปที่ว่าอิเล็กตรอนอยู่กันเป็นกลุ่ม โดยอิเล็กตรอนที่อยู่กลุ่มเดียวกันจะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันใกล้เคียงกัน ส่วนอิเล็กตรอนที่อยู่ต่างกลุ่มกันจะมีค่าพลังงานแตกต่างกันอย่างชัดเจน เป็นผลให้กราฟที่มีจุดเชื่อมต่อกันที่มีค่าพลังงานอยู่ต่างกลุ่มมีความชัน สูง แสดงว่าอิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานต่างๆของอะตอม และกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสจะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงเนื่อง จากเจอแรงดึงดูดระหว่างประจุมาก ส่วนกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่ไกลออกไปจะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันต่ำเนื่องจาก เจอแรงดึงดูดระหว่างประจุน้อย ในการจัดกลุ่มของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ ด้วยการนำลำดับที่ของค่าพลังงานไปหารกับค่าของพลังงานไอออไนเซชันของลำดับ นั้นๆ ผลลัพธ์ที่ได้จะมีค่าใกล้เคียงกันมากสำหรับกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับ พลังงานเดียวกันและจะต่างกันอย่างชัดเจนสำหรับอิเล็กตรอนที่อยู่ต่างกลุ่ม กัน ลักษณะบางประการที่สำคัญของพลังงานไอออไนเซชันยังมีอีกดังนี้ ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับเดียวกันของธาตุแต่ละชนิดจะมีค่าไม่เท่ากัน เนื่องจากแรงดึงดูดต่างกัน และในแต่ละธาตุค่าพลังงานในแต่ละลำดับก็มีค่าแตกต่างกันเช่นกัน

จากการศึกษาและคำถามดังกล่าวได้ข้อสรุปว่า ค่าพลังงานไอออนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุในคาบเดียวกันจะมีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมเนื่องจากธาตุใน คาบเดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น จะมีจำนวนโปรตอนมากขึ้นขนาดอะตอมเล็กลง เกิดแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสในอะตอมและอิเล็กตรอนทำให้ใช้พลังงานมากในการ ดึงอิเล็กตรอนออก ส่วนค่าพลังงานไอออนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุในหมู่เดียวกันจะมีแนวโน้มลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากธาตุที่มีเลขอะตอมมาก เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ไกลทำให้มีแรงดึงดูดระหว่างประจุน้อยลงตามลำดับ จึงทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมได้ง่ายตามจำนวนเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น


ในการเทียบค่า IE ของอะตอมและไอออนนั้นสามารถใช้หลักเกณฑ์ดังกล่าวต่อไปนี้ 1. การจัดเรียงอิเล็กตรอนจะพบว่าธาตุหรือไอออนมีระดับพลังงานไม่เท่ากัน ธาตุหรือไอออนที่มีระดับพลังงานสูงจะมีค่า IE ต่ำ 2.จากข้อ 1 ถ้าธาตุหรือไอออนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันให้พิจารณาจาก เลขอะตอมถ้าหากมีเลขอะตอมมากค่า IE จะมากตามเลขอะตอม 3. เมื่อจัดเรียงอิเล็กตรอนแล้วพบว่ามีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันและระดับพลังงาน เท่ากัน ให้พิจารณาเวเลนซ์อิเล็กตรอน ถ้าหากมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากจะมีค่า IE น้อย ตัวอย่างที่ 3.6 จงเขียมสมการแสดงค่า IE9 ของธาตุ Cl ตอบ Cl8+(g) Cl9+(g)+e- ตัวอย่างที่ 3.7 กำหนดค่าพลังงานไอออนไนเซชัน(MJ mol-1)ของธาตุ A ดังนี้ a ,b ,c , dและ จงตอบคำถามต่อไปนี้ ก. จงหาจำนวนอิเล็กตรอนและเลขอะตอมของธาตุ A ข. เลขควอนตัมของธาตุ A คืออะไร ค. จำแนกอิเล็กตรอนของธาตุ Aได้กี่กลุ่ม ก. มี5 อิเล็กตรอนและ 5 โปรตอน=เลขอะตอม ข. เนื่องจากธาตุ A มี 5 อิเล็กตรอนดังนั้นการจัดเรียงอิเล็กตรอนจึงเป็นไปตามระดับพลังงานคือ 2 , 3 ดังนั้นเลขควอนตัมของธาตุ A คือ 2 ค. จำแนกได้ 2 กลุ่มคือกลุ่มที่ 1 อยู่ในระดับพลังงานที่ 1ซึ่งมี 2 อิเล็กตรอนและกลุ่มที่ 2 อยู่ในระดับพลังงานที่ 2ซึ่งมี 3 อิเล็กตรอน ตัวอย่างที่ 3.8 จากตารางดังกล่าวธาตุชนิดนี้มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่าไร และมีกี่ระดับพลังงาน

ตอบ ธาตุดังกล่าวมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 และอยู่ในคาบที่3
นักเรียนจะสังเกตได้ว่าธาตุในหมู่ของแก๊สเฉื่อยมีค่าพลังงานไอออไนเซ ชันค่อนข้างสูงเนื่องจากการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุในหมู่นี้มีความเสถียร สูงกล่าวคือบรรจุอิเล็กตรอนเต็ม 8 ตัวนั่นเอง
  โจทย์ตัวอย่างต่อไปนี้เป็นโจทย์จากการแข่งขันเคมีโอลิมปิกระหว่างประเทศ ครั้งที่ 35 ณ ประเทศกรีซ ประจำปี พ.ศ. 2546
ตัวอย่างที่ 3.9 ธาตุใดต่อไปนี้มีค่าพลังงานไอออไนเซชันขั้นที่ 3 สูงสุด 1. B 2. C 3. N 4. Mg ตอบ ข้อที่ 4 Mg
ตัวอย่างที่ 3.10 ธาตุใดในแถวที่ 2 ของตารางธาตุ มีค่าพลังงานไอออไนเซชัน(IE,eV) 6 ขั้นแรกเป็นไปตามตารางที่กำหนดให้
  IE1 IE2 IE3 IE4 IE5 IE6
11 24 48 64 392 490 1. B 2. C 3. N 4. O ตอบ ข้อที่ 2 C
3.2.4 อิเล็กโทรเนกาติวิตี อิเล็กโทรเนกาติวิตี(Electronegativity:EN) 
คือความสามารถของอะตอมในการดึง ดูดอิเล็กตรอนในโมเลกุลของสาร อะตอมของธาตุแต่ละชนิดมีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนได้มากน้อยแตกต่าง กัน นิวเคลียสของอะตอมทั้ง 2 เกิดการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะต่างกัน ทำให้อะตอมที่ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าเกิดสภาพทางอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างเป็น ลบ ส่วนอะตอมที่ดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยกว่า จะแสดงอำนาจทางไฟฟ้าค่อนข้างเป็นบวก จากข้อมูลในหนังสือเรียนได้ข้อสรุปเรื่องนี้ว่าค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของ ธาตุในคาบเดียวกันมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากขนาดของอะตอมเล็กลง และค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในหมู่เดียวกันส่วนใหญ่มีค่าอิเล็กโทรเนกา ติวิตีลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้น คำอธิบายเพิ่มเติมสำหรับเรื่องของอะตอม นั่นก็คืออะตอมของธาตุบน ขวา ของตารางธาตุจะเล็กและมีคุณสมบัติเป็นอโลหะจึงดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะ สูง จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีมาก ส่วนอะตอมด้านล่าง ซ้าย ของตารางธาตุ จะใหญ่และเป็นโลหะ จึงดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะน้อย จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ อิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุ เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา(คาบ) และล่างขึ้นบน(หมู่) ในตารางธาตุ ตัวอย่างที่ 3.11 จงเรียงลำดับค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุ Cs Rb Zr Fe Cl และ F จากมากไปน้อย วิธีคิด จากแผนภาพด้านซ้ายมือตามลูกศร ที่ชี้ตามแนวลูกศรทำให้ได้ข้อสรุปว่าค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจะมีค่าในแนว ทแยงมุมดังนั้นอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุดนั่นก็คือ F ตามด้วย Cl Fe Zr Rb Cs ตอบ F>Cl>Fe>Zr>Rb>Cs ตัวอย่างที่ 3.12 จงเรียงลำดับค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุ P As และ Bi จากน้อยไปมาก วิธีคิด เนื่องจากธาตุทั้ง 3 อยู่ในหมู่เดียวกันดังนั้นค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจึงมีค่าลดลงตามระดับ พลังงานที่เป็นขึ้นเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ดังนี้ P  2 8 5 As  2 8 18 5 Bi  2 8 18 32 18 5 ดังนั้นค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจึงเรียงลำดับจากน้อยไปมากดังนี้ Bi>As>P ตอบ Bi>As>P ตัวอย่างที่ 3.13 ธาตุใดต่อไปนี้มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีมากที่สุด (กำหนดเลขอะตอม: Li=3,Be=4,B=5,C=6) 1. Li 2. Be 3. B 4.C ตอบ C
3.2.5 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน
เมื่ออะตอมที่เป็นกลางในสถานะแก๊สรวมตัวกับหนึ่งอิเล็กตรอน แล้วเกิดเป็นไอออนลบในสถานะแก๊สจะคายพลังงานออกมาจำนวนหนึ่งเรียกว่า สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน(Electron Affinity;EA) หรือค่าที่ได้จากผลต่างของพลังงานในสมการต่อไปนี้ X(g)+e- X-(g) E=EA เมื่อ X(g) เป็นอะตอมของธาตุในสถานะแก๊ส ค่าพลังงานอันนี้จะบอกความสามารถในการยึดอิเล็กตรอนของอะตอม EA เป็นค่าพลังงานปริมาณติดลบถ้าเป็นลบมากหมายความว่าจะคายพลังงานออกมามากและ ถ้าเป็นลบน้อยหมายความว่าจะคายพลังงานออกมาน้อย ในการให้อิเล็กตรอนเพิ่มเข้าไป 1 ตัวในอะตอมในสถานะแก๊สจะเกิดเป็นไอออนลบและเมื่อเพิ่มอิเล็กตรอนเข้าไปอีก 1 ตัวก็จะเกิดประจุมากขึ้นเช่น O(g)+e- O-(g) ;EA1=-141 kJ/mol O-(g)+e- O2-(g) ;EA2=+744 kJ/mol การเพิ่มอิเล็กตรอนเข้าไปใน O- พบว่าค่า EA2 มีปริมาณเป็นบวก เนื่องจากอิเล็กตรอนเข้าใกล้ที่ประจุ -1 ได้ยากและเกิดแรงผลักระหว่างกันดังนั้นจึงต้องดูดพลังงานเข้าไปเพื่อให้ เกิดเป็น O2- อยู่ได้ เป็นการยากในการที่จะวัดค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนในคาบและหมู่ซึ่งสามารถวัด ได้เพียงธาตุบางชนิดดังตารางต่อไปนี้ 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A H He -72.8 21 Li Be B C N O F Ne -59.6 241 -26.7 -122 0 -141 -328 29 Na Mg Al Si P S Cl Ar -52.9 230 -42.5 -13.4 -72 -200 -349 34 K Ca Ga Ge As Se Br Kr -48.4 156 -28.9 -119 -78.2 -195 -352 39 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe -46.9 167 -28.9 -107 -103 -190 -295 40 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn -45.5 52 -19.3 -35.1 -91.3 -183 -270 41
จากตารางดังกล่าวถ้าค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนมีค่าเป็นลบมากแสดงว่า อะตอมนั้นจะรับอิเล็กตรอนได้ดี คายพลังงานออกมามาก ส่วนอะตอมที่รับอิเล็กตรอนได้ยากจะมีค่าสัมพรรคภาคอิเล็กตรอนเป็นบวกหรือลบ น้อยๆ ความสัมพันธ์ของสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนกับสมบัติอื่นๆสรุปได้ดังนี้ 1. ขนาดอะตอม โดยอะตอมที่มีขนาดเล็ก จะมีค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเป็นติดลบมากเพราะอะตอมที่มีขนาดเล็ก อิเล็กตรอนที่เพิ่มเข้าใกล้นิวเคลียสของอะตอมจะมีแรงดึงดูดมาก 2. การเติมอิเล็กตรอนเข้าไปในระดับพลังงานย่อยต่อจากระดับพลังงานย่อยนอกสุดที่ มีอิเล็กตรอนเต็ม จะพบว่ามีคู่สัมพรรคภาพ อิเล็กตรอนเป็นบวก(ดูดพลังงาน) 3. ธาตุในคาบเดียวกัน สัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของธาตุหมู่ 1A 2A และ 3A มีค่าเป็นลบน้อยโดยมีค่าน้อยกว่าที่อยู่ทางขวา แสดงว่าธาตุเหล่านั้นรับอิเล็กตรอนได้ยาก โดยเฉพาะธาตุหมู่ 7A มักจะรับอิเล็กตรอนได้สูงสุด คือ เมื่อรับอิเล็กตรอนได้ 8 ตัวแล้วจะมีการจัดตัวเหมือนแก๊สเฉื่อยซึ่งจะเกิดความเสถียรมาก ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน จึงมีค่ามาก 4. แนวโน้มของค่า EA จะมีค่าแนวโน้มเหมือนกับค่า EN
3.2.6 จุดหลอมเหลวและจุดเดือด  
ในการรวมตัวกันของโมเลกุลของสารต่างๆจะต้องมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของ โมเลกุลต่างๆให้สามารถเกิดเป็นสารต่างๆได้ ถ้าหากโมเลกุลของสารประกอบใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมากจะทำให้มีจุด เดือดและจุดหลอมเหลวมาก เนื่องจากใช้แรงในการสลายแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมาก ธาตุอโลหะ มีแรงยึดเหนี่ยวกันเป็นแรงลอนดอนประเภทแวนเดอวาลส์ ซึ่งขึ้นอยู่กับมวลโมเลกุลและขนาดโมเลกุล ถ้าธาตุอโลหะใดมีมวลโมเลกุลสูง จะทำให้มีแรงยึดเหนี่ยวสูงเช่นกันทำให้ธาตุนั้นมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง ในทางตรงกันข้ามธาตุอโลหะใดมีมวลโมเลกุลต่ำ มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยทำให้ธาตุอโลหะนั้นมีจุดเดือดและจุดหลอม เหลวต่ำ ส่วนธาตุโลหะ มีแรงดึงดูดระหว่างอะตอมเป็น พันธะโลหะ ซึ่งพันธะนี้จะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับขนาดอะตอม โดยอะตอมที่มีขนาดใหญ่มีแรงพันธะต่ำทำให้อะตอมที่มีขนาดเล็กมีแรงสูงกว่า แต่ความแรงของพันธะโลหะซึ่งอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันจะขึ้นอยู่กับจำนวน เวเลนซ์อิเล็กตรอน โดยที่อะตอมที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากจะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างพันธะมากกว่า ดังนั้นธาตุโลหะใดที่มีแรงพันธะโลหะสูงจะทำให้มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง ในทางตรงกันข้ามอะตอมโลหะใดที่มีแรงพันธะโลหะต่ำก็จะมีจุดหลอมเหลวและจุด เดือดต่ำเช่นกัน
เราแสดงความสัมพันธ์ของจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของธาตุโลหะและอโลหะ ได้ดังนี้ 1.โลหะที่อยู่ในหมู่เดียวกันในหมู่(1A-3A)จะมีแนวโน้มของค่าจุดหลอมเหลวและ จุดเดือดลดลงจากบนลงล่าง ขณะที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวของพันธะโลหะลดลง 2. โลหะที่อยู่ในคาบเดียวกัน จะมีจุดหลอมเหลวจะจุดเดือดเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นตามคาบ ขนาดอะตอมเล็กลงพันธะโลหะมีความแข็งแรงมากขึ้น 3. อโลหะที่อยู่ในหมู่เดียวกันตั้งแต่ 4A – 8A โมเลกุลขอลอโลหะยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงเวนเดอวาลส์ ขึ้นจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เนื่องจากเลขอะตอมและขนาดอะตอมเพิ่มขึ้น 4. อโลหะที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีแนวโน้มลดลงจากซ้ายไปขวาเพราะขนาดอะตอมเล็กลง
12.2.7 เลขออกซิเดชัน เลขออกซิเดชัน(Oxidation Numbers ;ON) คือตัวเลขที่แสดงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของอะตอมหรือไอออนของธาตุ มีเกณฑ์การกำหนดค่าดังนี้ 1. ธาตุอิสระทุกชนิดจะมีค่าเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ 2. ไอออนของธาตุ มีเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุของไอออนนั้น 3. ไอออนทีเป็นสารประกอบ มีอะตอมมากกว่า 1 ชนิดผลรวมของเลขออกซิเดชันทุกอะตอมมีค่าเท่ากับประจุของไอออนั้น 4. สารประกอบใดๆจะมีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ แต่ในบางกรณีอะตอมของธาตุต่างๆบางชนิดอาจจะมีเลขออกซิเดชันต่างกัน 5. ธาตุออกซิเจนในสารประกอบ พิจารณาเลขออกซิเดชันดังนี้ ในสารประกอบทั่วๆไปมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -2 ในสารประกอบ เปอร์ออกไซด์มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 ในสารประกอบซูปเปอร์ออกไซด์มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ ในสารประกอบ OF2 มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +2 6. ธาตุไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +1 ยกเว้นในสารประกอบโลหะไฮไดรด์มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 ตัวอย่างที่ 3.14 จงหาค่าเลขออกซิเดชันของ ธาตุ ทรานซิชันในไอออนเชิงซ้อนต่อไปนี้ [Fe(CN)5SCN]4- วิธีทำ SCN- มีประจุ -1 ส่วน CN- มีประจุ -1 ดังนั้น (CN)5 จึงมีประจุ 5(-1)=-5 เขียนเป็นสมการได้ดังนี้ w+(-5)+(-1)= -4 ดังนั้นค่า w ในสมการจะมีค่าเท่ากับ w = -4+6 = +2 ตอบ ค่าของFeในไอออนเชิงซ้อน[Fe(CN)5SCN]4-มีค่าเท่ากับ+2 

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น

แสดงความคิดเห็น