ตารางธาตุ
ดีมีตรี เมนเดเยฟ บิดาแห่งตารางธาตุ ตารางธาตุ (Periodic table) คือ
ตารางที่ใช้แสดงรายชื่อ
ธาตุเคมี คิดค้นขึ้นโดยนักเคมีชาวรัสเซีย
ดมีตรี เมนเดเลเยฟ (Dmitri Mendeleev) ในปี
พ.ศ. 2412[1] จากการสังเกตว่า เมื่อนำธาตุที่รู้จักมาวางเรียงตามลำดับเลขอะตอม จะพบว่าคุณสมบัติพื้นฐานบางอย่างคล้ายกัน สามารถจำแนกเป็นกลุ่มๆ ได้ ทำให้เกิดรูปแบบตารางธาตุ และพัฒนาต่อเนื่องมาจนเป็นอย่างที่เห็น ตารางธาตุเป็นส่วนหนึ่งในการเรียนการสอนวิชา
เคมีด้วย
ประวัติ ศาสตร์ของตารางธาตุ
เริ่มต้นจาก
จอห์น นิวแลนด์ส ได้พยายามเรียงธาตุตาม
มวลอะตอม แต่เขากลับทำให้ธาตุที่มีสมบัติต่างกันมาอยู่ในหมู่เดียวกัน
นักเคมีส่วนมากจึงไม่ยอมรับตารางธาตุของนิวแลนด์ส ต่อมา
ดมีตรี เมนเดเลเยฟ จึงได้พัฒนาโดยพยายามเรียงให้ธาตุที่มีสมบัติเหมือนกันอยู่ในหมู่เดียวกัน และเว้นช่องว่างไว้สำหรับธาตุที่ยังไม่ค้นพบ พร้อมกันนั้นเขายังได้ทำนายสมบัติของธาตุใหม่ไว้ด้วย โดยใช้คำว่า เอคา (Eka) นำหน้าชื่อธาตุที่อยู่ด้านบนของธาตุที่ยังว่างอยู่นั้น เช่น
เอคา-อะลูมิเนียม (ต่อมาคือธาตุ
แกลเลียม)
เอคา-ซิลิคอน (ต่อมาคือธาตุ
เจอร์เมเนียม) แต่นักเคมีบางคนในยุคนั้นยังไม่แน่ใจ เนื่องจากว่าเขาได้สลับที่ธาตุบางธาตุโดยเอาธาตุที่มี
มวลอะตอมมากกว่ามาไว้หน้าธาตุที่มีมวลอะตอมน้อยกว่า ดมีตรีได้อธิบายว่า เขาต้องการให้ธาตุที่มีสมบัติเดียวกันอยู่ในหมู่เดียวกัน เมื่อดมีตรีสามารถทำนายสมบัติของธาตุได้อย่างแม่นยำ และตารางธาตุของเขาไม่มีข้อน่าสงสัย ตารางธาตุของดมีตรีก็ได้รับความนิยมจากนักเคมีในสมัยนั้นเป็นต้นมา
[แก้] ตาราง ธาตุแบบมาตรฐาน
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 เป็นชื่อใน
ภาษาละติน ซึ่งเป็นที่มาของสัญลักษณ์ของธาตุนั้นๆ
แหล่ง กำเนิดของธาตุในจักรวาล
- ไฮโดรเจนและฮีเลียมเกิดเริ่มแรกในจักรวาลหลังบิกแบง
- ธาตุตัวที่ 3 คือลิเทียม ถึงตัวที่ 26 คือ เหล็กเกิดจากภาวะอัดแน่นในดวงดาว
- 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 Li
Na+>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