อะตอมและสมบัติของธาตุ
แนวคิดที่ว่า สิ่งต่าง ๆ ประกอบด้วยอนุภาคที่มีขนาดเล็กมากและมองไม่เห็นด้วยตาเปล่าได้เริ่มขึ้นในสมัยกรีกโบราณ โดยดิโมคริตุส (Democritus) ซึ่งเป็นนักปราชญ์ชาวกรีกผู้หนึ่งที่ได้เสนอแนวคิดว่า ถ้าแบ่งสิ่งต่าง ๆ ให้มีขนาดเล็กลงเรื่อย ๆ จะได้หน่วยย่อยซึ่งไม่สามารถแบ่งให้เล็กลงไปได้อีกและเรียกหน่วยย่อยนี้ว่า อะตอม (atom) ซึ่งมาจากคำในภาษากรีกว่า atomos แปลว่า “แบ่งแยกอีกไม่ได้” นักวิทยาศาสตร์มีวิธีการศึกษาเกี่ยวกับโครงสร้างอะตอมซึ่งมองไม่เห็นด้วยตาเปล่าได้อย่างไรจะได้ศึกษาต่อไป
2.1 แบบจำลองอะตอม
อะตอมมีขนาดเล็กมากและมองไม่เห็นด้วยตาเปล่า แบบจำลองอะตอมมีวิวัฒนาการดังนี้
2.1.1 แบบจำลองอะตอมของดอลตัน
1. ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ อนุภาคเหล่านี้เรียกว่า อะตอม ซึ่งแบ่งแยกและทำให้ สูญหายไม่ได้
2.อะตอม ไม่สามารถทำให้เกิดใหม่และทำให้สูญหายได้
3. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีมวลเท่ากันและมีสมบัติเหมือนกัน
4. สารประกอบเกิดจากการรวมตัวระหว่างอะตอมด้วยอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ
5.
 |
| รูป 2.1 แบบจำลองอะตอมตามทฤษฎีของดอลตัน |
ทฤษฎีอะตอมของดอลตันช่วยให้นักวิทยาศาสตร์ในสมัยนั้นสามารถอธิบายลักษณะและ
สมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่ง ต่อมาได้มีการศึกษาเกี่ยวกับอะตอมเพิ่มขึ้น และค้นพบว่ามีข้อมูล
บางประการไม่สอดคล้องกับแนวคิดของดอลตัน เช่น พบว่าอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีมวลแตกต่าง
กันได้ อะตอมสามารถแบ่งแยกได้ แนวคิดเกี่ยวกับทฤษฎีอะตอมของดอลตันจึงไม่ถูกต้อง
2.1.2 แบบจำลองอะตอมของทอมสัน
นักวิทยาศาสตร์หลายคนได้ศึกษาการนำไฟฟ้าของแก๊ส โดยทดลองเกี่ยวกับผลของการใช้ ความต่างศักย์ไฟฟ้าสูงต่อการเคลื่อนที่ของประจุไฟฟ้าของอะตอมแก๊ส เพื่อให้ได้ข้อมูลที่ให้รายละเอียดเกี่ยวกับโครงสร้างภายในอะตอม โดยการผ่านไฟฟ้ากระแสตรงเข้าไปในหลอดแก้วบรรจุแก๊สความดันต่ำ (ดูดอากาศออก) ซึ่งที่ภาวะนี้มีจำนวนอะตอมของแก๊สไม่หนาแน่น ประจุไฟฟ้าสามารถเดินทางได้ไกลและพบว่าเมื่อเพิ่มความต่างศักย์ระหว่างขั้วไฟฟ้าให้สูงขึ้นจะมีกระแสไฟฟ้าไหลผ่านตลอด ขณะเดียวกันจะมีรังสีออกจากแคโทดไปยังแอโนด รังสีนี้เรียกว่า รังสีแคโทด (cathode ray) เรียกหลอดแก้วชนิดนี้ว่า หลอดรังสีแคโทด (cathode ray tube) เนื่องจากมนุษย์ไม่สามารถมองเห็นรังสีแคโทดด้วยตาเปล่าได้ ดังนั้น เพื่อให้สามารถติดตามทิศทางการเคลื่อนที่ของรังสีแคโทดได้ จึงต้องฉาบสารเรืองแสง เช่น ซิงค์ซัลไฟด์ ฟอสฟอรัส ไว้ที่ฉาก เมื่อรังสีแคโทดตกกระทบที่ฉากจะปรากฏเป็นจุดเรืองแสงที่สามารถสังเกตเห็นด้วยตาเปล่าได้
ในช่วงปี พ.ศ. 2440 โจเซฟ จอห์น ทอมสัน (Joseph John Thomson) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ
ทำการทดลองโดยให้รังสีแคโทดเคลื่อนที่ผ่านสนามไฟฟ้าที่ตั้งฉากกับสนามแม่เหล็ก และปรับขนาด
ของสนามไฟฟ้าให้พอเหมาะจนกระทั่งทิศทางการเคลื่อนที่ของรังสีแคโทดไม่เบนไปจากแนวเดิม ดังรูป
2.2 ค) ซึ่งสภาวะนี้แรงที่เกิดขึ้นจากสนามไฟฟ้าและสนามแม่เหล็กมีขนาดเท่ากันแต่มีทิศตรงข้ามกัน
จากข้อมูลการทดลองร่วมกับทฤษฎีทางแม่เหล็กไฟฟ้าทำให้ทอมสันนำมาใช้คำนวณอัตราส่วนของ
ประจุต่อมวล (e/m) ของรังสีแคโทดได้ ทอมสันได้ทดลองเพื่อศึกษาอัตราส่วนของประจุต่อมวล
ของรังสีแคโทดซ้ำหลายครั้งโดยเปลี่ยนชนิดของแก๊สและชนิดของโลหะที่ใช้ทำขั้ว แคโทดปรากฏว่า
อัตราส่วนของประจุต่อมวลของรังสีแคโทดมีค่าโดยประมาณเท่ากันคือ 1.76 × 10⁸ คูลอมบ์ต่อกรัม
(C/g) จึงสรุปว่าอนุภาครังสีแคโทดที่ออกมาจากโลหะต่างชนิดเป็นอนุภาคชนิดเดียวกัน ซึ่งต่อมาได้
เรียกอนุภาคนี้ว่า อิเล็กตรอน (electron)
การค้นพบอิเล็กตรอนทำให้ทอมสันสรุปได้ว่า อะตอมทุกชนิดมีอิเล็กตรอนเป็นองค์ประกอบ ซึ่งลบล้างแนวคิดที่ว่าอะตอมแบ่งแยกไม่ได้ และเนื่องจากสารต่าง ๆ ที่อยู่ในสภาวะปกติจะเป็นกลางทางไฟฟ้า นักวิทยาศาสตร์จึงสรุปว่า อะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า ซึ่งจากข้อมูลดังกล่าวทำให้ทอมสันเสนอแบบจำลองของอะตอมว่า อะตอมเป็นรูปทรงกลมประกอบด้วยเนื้ออะตอมซึ่งมีประจุบวกและอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบกระจายอยู่ทั่วไป ดังรูป 2.3 อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับจำนวนประจุลบ
 |
| รูป 2.3 |
ทอมสันเป็นนักวิทยาศาสตร์คนแรกที่เสนอรายละเอียดภายในอะตอม ทำให้มโนภาพของอะตอมชัดเจนขึ้น อย่างไรก็ตามในช่วงเวลาต่อมานักวิทยาศาสตร์ได้ทำการทดลองเพิ่มเติมและมีข้อมูลเพิ่มขึ้น ซึ่งแบบจำลองอะตอมของทอมสันไม่สามารถอธิบายได้
2.1.3 แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
เมื่อปี พ.ศ. 2454 เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด (Ernest Rutherford) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ
และ ฮันส์ ไกเกอร์ (Hans Geiger) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้พิสูจน์แบบจำลองอะตอมของ
ทอมสันโดยการยิงอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำบาง ๆ
รัทเทอร์ฟอร์ดอธิบายลักษณะภายในอะตอมว่า การที่รังสีแอลฟาส่วนใหญผ่านแผ่น ทองคำ ไปได้
แสดงว่า ภายในอะตอมต้องมีที่ว่างอยู่เป็นบริเวณกว้าง การที่รังสีแอลฟาบางอนุภาคเบี่ยงเบนหรือสะท้อนกลับมาบริเวณด้านหน้าของฉากเรืองแสง แสดงว่าภายในอะตอมน่าจะมีกลุ่มอนุภาคที่มีขนาดเล็กมาก มีมวลสูงมากกว่ารังสีแอลฟาและมีประจุบวก รัทเทอร์ฟอร์ดจึงได้เสนอแบบจำลองอะตอมใหม่ว่า อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีขนาดเล็กมากอยู่ภายในและมีประจุไฟฟ้าเป็นบวก โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่รอบ ๆ ดังรูป 2.4
 |
| รูป 2.4 |
ตามแบบจำลองของรัทเทอร์ฟอร์ด ภายในอะตอมมีนิวเคลียสซึ่งมีขนาดเล็กมาก เมื่อเทียบกับ
ขนาดของอะตอม รังสีแอลฟาจึงมีโอกาสชนนิวเคลียสได้น้อยมาก ส่วนอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส
มีมวลน้อยมาก การชนกับอิเล็กตรอนจึงไม่มีผลทำให้ทิศทางการเคลื่อนที่ของรังสีแอลฟาเปลี่ยนไป
รังสีส่วนใหญ่จึงทะลุแผ่นทองคำไปเป็นแนวตรง มีบางครั้งที่รังสีแอลฟาวิ่งเฉียดนิวเคลียส ซึ่งจะถูก
ประจุของนิวเคลียสผลักให้เบนไปจากแนวเส้นตรง ส่วนรังสีแอลฟาที่วิ่งตรงไปยังนิวเคลียสซึ่งมีมวล
มากก็จะถูกผลักให้สะท้อนกลับ ดังแสดงในรูป 2.5
 |
| รูป 2.5 การใช้แบบจำลองอธิบายผลการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ด |
ตามแนวคิดของรัทเทอร์ฟอร์ดจะพบว่ามวลส่วนใหญ่ของอะตอมคือมวลของนิวเคลียส ส่วน
อิเล็กตรอนถึงแม้จะเป็นส่วนประกอบที่ทำให้อะตอมมีขนาดใหญ่แต่มีมวลน้อยมากจนถือว่าไม่มีผล
ต่อมวลของอะตอม
แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด ไม่ได้อธิบายว่าอิเล็กตรอนอยู่รอบนิวเคลียสในลักษณะใด
นักวิทยาศาสตร์จึง ได้ทำการทดลองเพื่อ รวบรวมข้อมลูเพิ่มเติมเกี่ยวกับตำแหน่งของอิเล็กตรอนเพื่อ นำ
มาสร้างเป็นแบบจำลองที่มีความสมบูรณ์มากยิ่งขึ้น
2.1.4. แบบจำลองอะตอมของโบร์
สเปกตรัมแม่เหล็กไฟฟ้าประกอบด้วยคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีความยาวคลื่นต่าง ๆ กัน และมี
ความถี่ต่อเนื่องกันเป็นช่วงกว้าง มีทั้งที่มองเห็นได้และมองไม่เห็น มีชื่อเรียกต่าง ๆ กัน แสงที่ประสาท
ตาของมนุษย์สามารถรับรู้ได้เรียกว่า แสงที่มองเห็นได้ (visible light) มีความยาวคลื่นอยู่ในช่วง
400–700 นาโนเมตร ซึ่งประกอบด้วยแสงสีต่าง ๆ กัน แต่ประสาทตาของมนุษย์ไม่สามารถแยกแสง
ที่มองเห็นเป็นสีต่าง ๆ ได้เอง ทำให้มองเห็นสีรวมกัน ซึ่งเรียกว่า แสงขาว (white light) และเมื่อให้
แสงขาวส่องผ่านปริซึม แสงขาวจะแยกออกเป็นแสงสีรุ้งต่อเนื่องกัน เรียกว่า แถบสเปกตรัมของแสง
ขาว ดังรูป 2.6
 |
| รูป 2.6 |
มักซ์ พลังค์ (Max Planck) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ศึกษาพลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าและได้ข้อสรุปเกี่ยวกับความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้ากับความถี่ของคลื่นนั้นว่า พลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าแปรผันตามความถี่ของคลื่นและแปรผกผันกับความยาวคลื่น ดังความ สัมพันธ์ต่อไปนี้
เมื่อ
E คือพลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีหน่วยเป็น จูล
h คือค่าคงตัวของพลังค์ มีค่า 6.626 × 10^-34 จูลวินาที
ν คือความถี่ของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีหน่วยเป็นเฮิรตซ์
c คือความเร็วของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในสุญญากาศ ซึ่งเท่ากับ 2.997 × 10^8 เมตรต่อวินาที(อาจใช้3.0 × 10^8 เมตรต่อวินาที)
และ λ คือความยาวคลื่นของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า หน่วยเป็นเมตร
ธาตุต่าง ๆ เมื่อได้รับพลังงานจะเปล่งแสงเป็นสีต่าง ๆ หลายสีเมื่อสีเหล่านั้นรวมกันแล้วจะ สังเกตเห็นเป็นสีเดียวซึ่งตาเราไม่สามารถบอกความแตกต่างได้ แต่เมื่อใช้แผ่นเกรตติงส่องดูจะเห็น เส้นสเปกตรัมของแต่ละธาตุที่มีลักษณะเฉพาะ เช่น จำ นวนเส้น สีหรือตำ แหน่งที่เกิดต่างกันไป การเกิด เส้นสเปกตรัมของธาตุอธิบายได้ว่า อิเล็กตรอนซึ่งเคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีพลังงานเฉพาะตัว ที่ต่ำ หรือกล่าวได้ว่าอะตอมอยู่ใน สถานะพื้น (ground state) เมื่ออะตอมได้รับพลังงานเพิ่มขึ้นทำ ให้ อิเล็กตรอนถูกกระตุ้นให้มีพลังงานสูงขึ้นหรือเรียกว่าอะตอมอยู่ใน สถานะกระตุ้น (excited state) ที่สถานะนี้อะตอมจะไม่เสถียร เนื่องจากมีพลังงานสูง อิเล็กตรอนจึงคายพลังงานออกมาส่วนหนึ่ง ทำ ให้อะตอมมีพลังงานลดลงแล้วกลับเข้าสู่สถานะที่มีพลังงานต่ำ ลงเพื่อให้อะตอมมีความเสถียร มากขึ้น พลังงานส่วนใหญ่ที่คายออกมาจะปรากฏในรูปพลังงานแสง และสามารถคำ นวณได้โดย ใช้ความสัมพันธ์ตามสมการของพลังค์ซึ่งได้กล่าวไว้แล้วในข้างต้น ถ้าแสงสีเหล่านี้แยกออกจากกัน อย่างชัดเจนจะปรากฏเป็นเส้นสเปกตรัม แต่ถ้าแสงสีที่ปรากฏออกมามีลักษณะต่อเนื่องกันเช่นเดียว กับรุ้งหรือจากไส้หลอดไฟฟ้าซึ่งเป็นโลหะร้อนและมีอะตอมอยู่กันอย่างหนาแน่น จะให้สเปกตรัมเป็น แถบสเปกตรัมซึ่งยากแก่การวิเคราะห์และแปลผล สภาวะของอิเล็กตรอนที่มีพลังงานต่าง ๆ เรียกว่า ระดับพลังงานของอิเล็กตรอน (energy level of electron)
จากการศึกษาเส้นสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจนซึ่งมี1 อิเล็กตรอน พบว่ามีเส้นสเปกตรัม ปรากฏในช่วงคลื่นที่มองเห็นได้โดยมีความยาวคลื่น 410 434 486 และ 656 นาโนเมตร ตามลำ ดับ เมื่อคำ นวณผลต่างระหว่างพลังงานของเส้นสเปกตรัมที่อยู่ถัดกัน จะได้ข้อมูลดังตาราง 2.2
จากข้อมูลในตาราง 2.2 แสดงว่าอะตอมของไฮโดรเจนมีพลังงานหลายระดับโดยความแตกต่าง ระหว่างพลังงานแต่ละระดับที่อยู่ถัดไปมีค่าไม่เท่ากันและความแตกต่างของพลังงานมีค่าน้อยลงเมื่อ ระดับพลังงานสูงขึ้น
การที่นักวิทยาศาสตร์ใช้อะตอมของไฮโดรเจนเป็นตัวอย่างในการแปลความหมายของเส้นสเปกตรัม เพราะอะตอมของไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนเดียว จากการทดลองหลายครั้งพบว่า อะตอมของไฮโดรเจนให้ เส้นสเปกตรัมได้หลายเส้นที่มีลักษณะเหมือนกันทุกครั้ง จึงสรุปได้ว่าอิเล็กตรอนในอะตอมของไฮโดรเจน ขึ้นไปอยู่ในสถานะกระตุ้นที่มีพลังงานแตกต่างกันได้หลายระดับ ค่าพลังงานของเส้นสเปกตรัมแสดงให้เห็น ถึงการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในอะตอมจากระดับพลังงานสูงมายังระดับพลังงานต่ำ
จากการศึกษาเส้นสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจนทำ ให้นักวิทยาศาสตร์สรุปได้ว่า
1. เมื่ออิเล็กตรอนได้รับพลังงานในปริมาณที่เหมาะสม อิเล็กตรอนจะขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานที่สูงกว่าระดับพลังงานเดิม แต่จะอยู่ในระดับใดขึ้นกับปริมาณพลังงานที่ได้รับ การที่อิเล็กตรอน ขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานใหม่ทำ ให้อะตอมไม่เสถียร อิเล็กตรอนจะกลับมาอยู่ในระดับพลังงานที่ต่ำ กว่า ซึ่งการเปลี่ยนตำ แหน่งของแต่ละระดับพลังงานนี้ อิเล็กตรอนจะคายพลังงานออกมาในรูปของ คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าด้วยความถี่เฉพาะค่าหนึ่งหรือกล่าวได้ว่าการดูดหรือคายพลังงานของอิเล็กตรอน ในอะตอมต้องมีค่าเฉพาะตามทฤษฎีของพลังค์โดยมีค่าเท่ากับความถี่ของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้านั้นคูณ ด้วยค่าคงที่ของพลังค์ดังที่กล่าวมาแล้ว
2. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนไม่จำ เป็นต้องเปลี่ยนไปยังระดับพลังงานที่อยู่ติดกัน อาจมีการเปลี่ยนข้ามระดับพลังงานได้และจะอยู่ระหว่างระดับพลังงานไม่ได้
3. ผลต่างระหว่างพลังงานของระดับพลังงานต่ำ จะมีค่ามากกว่าผลต่างระหว่างพลังงานของ ระดับพลังงานที่สูงขึ้นไป
จากความรู้เรื่องการเปลี่ยนแปลงระดับพลังงานของอิเล็กตรอนและการเกิดสเปกตรัม ช่วยให้ นีลส์ โบร์ (Niels Bohr) นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก สร้างแบบจำ ลองอะตอมเพื่อใช้อธิบาย พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอมได้ โดยกล่าวว่า อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็น วงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ แต่ละวงจะมีระดับพลังงานเฉพาะตัว ระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุดมีพลังงานต่ำ ที่สุดเรียกว่าระดับ K และระดับพลังงานที่อยู่ถัดออกมาเรียกเป็น L M N … ตามลำดับ ดังรูป 2.10
 |
| รูป 2.10 แบบจำลองอะตอมของโบร์ที่แสดงระดับพลังงานของอิเล็กตรอน |
n = 3 4 … หมายถึงระดับ พลังงานที่ 3 4 และสูงขึ้นไปตามลำดับ
2.1.5 แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก
แบบจำลองอะตอมของโบร์มีข้อจำกัดคือไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลาย อิเล็กตรอนได้นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเพิ่มเติมจนได้ข้อมูลเพียงพอที่จะเชื่อว่าอิเล็กตรอนมีสมบัติ เป็นทั้งอนุภาคและคลื่นโดยเคลื่อนที่รอบนิวเคลียส บริเวณที่พบอิเล็กตรอนมีหลายลักษณะเป็นรูปทรง ต่าง ๆ ตามระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จากการประยุกต์ใช้สมการทางคณิตศาสตร์และใช้คอมพิวเตอร์ ช่วยในการคำ นวณ เพื่อหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่าง ๆ พบว่าสามารถอธิบาย เส้นสเปกตรัมของธาตุได้ถูกต้องกว่าแบบจำลองอะตอมของโบร์และสามารถอธิบายได้ว่าอิเล็กตรอน มีขนาดเล็กมากและเคลื่อนที่อย่างรวดเร็วตลอดเวลาไปทั่วทั้งอะตอม จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอน ของอิเล็กตรอนได้ อย่างไรก็ตามนักวิทยาศาสตร์พบว่ามีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส บางบริเวณเท่านั้น ทำ ให้สร้างมโนภาพได้ว่าอะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน (electron cloud) รอบนิวเคลียส บริเวณที่กลุ่มหมอกทึบแสดงว่ามีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนได้มากกว่าบริเวณ ที่มีกลุ่มหมอกจาง เรียกแบบจำลองนี้ว่าแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก (electron cloud model of atom) ดังรูป 2.11 (แต่ละจุดคือ 1 โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอน)
 |
| รูป 2.11 ภาพ 2 มิติแสดงกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนอะตอมซึ่งมี 1 อิเล็กตรอน |
แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกที่แสดงถึงความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส ทำได้ยาก โดยทั่วไปจึงพิจารณาอะตอมในลักษณะทรงกลม เช่น ลูกปิงปอง หรือพลาสติกทรงกลม เป็นแบบจำลองแทนอะตอมของธาตุ แต่นักเรียนควรระลึกไว้เสมอว่าการใช้แบบจำ ลองเช่นนี้เพียง เพื่อช่วยให้คิดตามได้ง่ายขึ้นเท่านั้น เมื่อนักเรียนได้ศึกษาในระดับที่สูงขึ้นไปจะพบว่ารูปทรงของกลุ่ม หมอกอิเล็กตรอนไม่ได้มีเพียงรูปทรงกลมเท่านั้น
2.2 อนุภาคในอะตอมและไอโซโทป
2.2.1 อนุภาคในอะตอม
ในปีพ.ศ. 2451 รอเบิร์ต แอนดรูส์มิลลิแกน (Robert Andrews Millikan) นักวิทยาศาสตร์ ชาวอเมริกันได้ทำ การหาค่าประจุของอิเล็กตรอนโดยอาศัยการสังเกตหยดน้ำมันในสนามไฟฟ้า
ในปีพ.ศ. 2429 ออยเกน โกลด์ชไตน์(Eugen Goldstein) ได้ทำ การดัดแปลงหลอดรังสีแคโทด โดยการสลับตำแหน่งของแคโทดและแอโนด ดังรูป 2.13 ซึ่งเมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปพบว่า ฉาก เกิดการเรืองแสง แสดงว่ามีรังสีออกจากแอโนด ซึ่งโกลด์ชไตน์เรียกรังสีชนิดนี้ว่า รังสีแคแนล (canal ray) หรือรังสีแอโนด (anode ray) ซึ่งมีประจุบวก
โกลด์ชไตน์ได้ทำ การทดลองกับแก๊สหลายชนิดพบว่ารังสีแอโนดมีค่าประจุต่อมวล (e/m) ไม่คงที่ จนกระทั่งกลุ่มนักวิจัยนำ ทีมโดยรัทเทอร์ฟอร์ดและทอมสัน ได้ทำ การศึกษาหลอดในลักษณะเดียวกัน ที่บรรจุแก๊สไฮโดรเจน ทำ ให้ได้ข้อสรุปว่าอนุภาคบวกมีค่าประจุเท่ากันกับอิเล็กตรอน และหาค่ามวล ของประจุบวกได้เป็น 1.673 × 10^-24 กรัม ซึ่งมากกว่ามวลของอิเล็กตรอนประมาณ 1,840 เท่า เรียก อนุภาคนี้ว่า โปรตอน (proton)
ในปีพ.ศ. 2475 เจมส์แชดวิก (James Chadwick) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้ทดลองยิง อนุภาคแอลฟาไปยังอะตอมของธาตุต่าง ๆ และทดสอบผลการทดลองด้วยเครื่องมือที่มีความเที่ยงสูง ทำ ให้ทราบว่าในนิวเคลียสมีอนุภาคที่เป็นกลางทางไฟฟ้าและเรียกอนุภาคนี้ว่า นิวตรอน (neutron) ซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับมวลของโปรตอน การค้นพบนิวตรอนช่วยอธิบายและสนับสนุนข้อมูลเกี่ยวกับ มวลของอะตอม ซึ่งพบว่ามีค่ามากกว่ามวลรวมของโปรตอน เช่น ธาตุคาร์บอนมีมวลของโปรตอน รวมกัน 6 หน่วย แต่มวลของอะตอมมีค่า 12 หน่วย และมวลของธาตุส่วนใหญ่มีค่าเป็น 2 เท่าหรือ มากกว่า 2 เท่าของมวลโปรตอนทั้งหมดรวมกัน ดังนั้น อิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอน จึงเป็น อนุภาคในอะตอม (subatomic particle)
2.2.2 เลขอะตอม เลขมวล และไอโซโทป
 |
| รูป 2.14 สัญลักษณ์นิวเคลียร์ |
เฟรเดอริก ซอดดี นักเคมีชาวอังกฤษ เรียกอะตอมของธาตุเดียวกันที่มีเลขมวลต่างกันว่า ไอโซโทป (isotope) ธาตุชนิด หนึ่งอาจมีหลายไอโซโทป บางไอโซโทปมีอยู่ในธรรมชาติและบางไอโซโทปได้จากการสังเคราะห์
2.3 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
2.3.1 จำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงาน
จากการศึกษาแบบจำลองอะตอม ทำให้ทราบว่าอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน อยู่รวมกันในนิวเคลียส โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่รอบ ๆ และอยู่ในระดับพลังงานต่างกัน อิเล็กตรอน เหล่านั้นอยู่กันอย่างไรและในแต่ละระดับพลังงานจะมีจำ นวนอิเล็กตรอนสูงสุดเท่าใด
2.3.2 ระดับพลังงานหลัก และระดับพลังงานย่อย
นักวิทยาศาสตร์ได้กำ หนดระดับพลังงานย่อยเป็นตัวอักษร s p d และ f ตามลำ ดับ แนวคิด ดังกล่าวนี้สามารถนำ มาอธิบายสเปกตรัมของธาตุที่มีมากกว่า 1 อิเล็กตรอนได้ และจากการศึกษา เพิ่มเติมพบว่าจำ นวนระดับพลังงานย่อยที่เป็นไปได้ในแต่ละระดับพลังงานหลักที่ 1 – 4 เป็นดังนี้
 |
| รูป 2.15 แผนภาพระดับพลังงานของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอน |
จากรูป 2.15 สามารถสรุปได้ว่า
ระดับพลังงานหลักที่ 1 (n = 1) มี1 ระดับพลังงานย่อยคือ s
ระดับพลังงานหลักที่ 2 (n = 2) มี2 ระดับพลังงานย่อยคือ s p
ระดับพลังงานหลักที่ 3 (n = 3) มี3 ระดับพลังงานย่อยคือ s p d
ระดับพลังงานหลักที่ 4 (n = 4) มี4 ระดับพลังงานย่อยคือ s p d f
2.3.3 ออร์บิทัล
เนื่องจากอิเล็กตรอนมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา ความหนาแน่นของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจึงอยู่ ในรูปของโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนซึ่งมีอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติแตกต่างกัน บริเวณรอบนิวเคลียส ซึ่งมีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนและมีพลังงานเฉพาะนี้เรียกว่าออร์บิทัล (orbital) จากศึกษาพบว่าจำ นวน ออร์บิทัลในแต่ละระดับพลังงานย่อยมีค่าแตกต่างกันซึ่งสามารถสรุปได้ดังนี้
ระดับพลังงานย่อย s มี 1 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย p มี 3 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย d มี 5 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย f มี 7 ออร์บิทัล
2.3.4 หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
การจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่ง ๆ ให้พิจารณาตาม หลักอาฟบาว (Aufbau principle) ซึ่งเกี่ยวข้องกับลำ ดับพลังงานของแต่ละออร์บิทัล กล่าวคือการบรรจุอิเล็กตรอนต้องบรรจุในออร์บิทัล ที่มีพลังงานต่ำ สุดและว่างอยู่ก่อนเสมอ ดังรูป 2.17 นั่นคือเริ่มจาก 1s 2s 2p 3s ... ตามลำ ดับ เพราะจะทำ ให้พลังงานรวมทั้งหมดมีค่าต่ำ ที่สุดและอะตอมมีความเสถียรที่สุด
 |
| รูป 2.17 แผนภาพแสดงลำดับการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ |
จากแผนภาพสามารถเรียงลำ ดับพลังงานได้ดังนี้
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p …
ไฮโดรเจนอะตอมซึ่งมี1 อิเล็กตรอน สามารถเขียนสัญลักษณ์แสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ เป็น 1s¹ โดยมีความหมายดังนี้
 |
| รูป 2.18 สัญลักษณ์แสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนอะตอม |
สำหรับธาตุHe Li Be B C N O F Ne Na และ Mg ซึ่งมีอิเล็กตรอน 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 และ 12 ตามลำ ดับ สามารถเขียนสัญลักษณ์แสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบเต็ม และแบบย่อโดยเขียนแก๊สมีสกุลในวงเล็บแทนการจัดเรียงอิเล็กตรอนของแก๊สมีสกุลในชั้นถัดเข้ามา และแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนเฉพาะชั้นนอกสุด ดังตาราง 2.7
อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานหลักสูงสุดหรือชั้นนอกสุดของอะตอมเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (valence electron)
การบรรจุอิเล็กตรอนตามลำ ดับระดับพลังงานโดยอาศัยแผนภาพตามหลักอาฟบาวดังที่ กล่าวมาแล้ว มีบางธาตุที่การบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยไม่เป็นไปตามหลักการนั้น เช่น
ธาตุ Cr เลขอะตอม 24 แสดงการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ได้ดังนี้
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵ ไม่ใช่ 4s² 3d⁴
ธาตุCu มีเลขอะตอม 29 แสดงการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ได้ดังนี้
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ ไม่ใช่ 4s² 3d⁹
ธาตุที่ได้รับหรือเสียอิเล็กตรอนสามารถเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ดังนี้
1. กรณีที่ธาตุได้รับอิเล็กตรอน ให้บรรจุอิเล็กตรอนปกติรวมกับอิเล็กตรอนที่รับเข้ามาตามลำดับระดับพลังงานโดยอาศัยแผนภาพตามหลักอาฟบาว เช่น
N : 1s² 2s² 2p³
N^3- : 1s² 2s² 2p⁶ (รับเพิ่ม 3 อิเล็กตรอน)
Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
Cl^- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (รับเพิ่ม 1 อิเล็กตรอน)
2. กรณีที่ธาตุเสียอิเล็กตรอน ให้บรรจุอิเล็กตรอนตามปกติก่อน จากนั้นจึงนำ อิเล็กตรอนที่ อยู่ชั้นนอกสุดออก เช่น
Al : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Al^3+ : 1s² 2s² 2p⁶ (เสีย 3 อิเล็กตรอน)
Fe : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
Fe^2+ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ ไม่ใช่ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ (เสีย 2 อิเล็กตรอน)
2.4 ตารางธาตุและสมบัติของธาตุหมู่หลัก
ปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์ได้ค้นพบธาตุแล้วเป็นจำ นวนมาก ธาตุเหล่านั้นอาจมีสมบัติบางประการ คล้ายกันและบางประการแตกต่างกัน จึงยากที่จะจดจำ สมบัติต่าง ๆ ของแต่ละธาตุได้ทั้งหมด นักวิทยาศาสตร์จึงหาเกณฑ์ในการจัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายกันให้อยู่ในกลุ่มเดียวกันเพื่อง่ายต่อการศึกษา นักเรียนคิดว่าสมบัติใดของธาตุที่สามารถใช้เป็นเกณฑ์ในการจัดกลุ่มธาตุ
2.4.1 วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ
เมื่อมีการค้นพบธาตุและศึกษาสมบัติของธาตุต่าง ๆ เหล่านี้แล้ว นักวิทยาศาสตร์ได้หาความสัมพันธ์ ระหว่างสมบัติต่าง ๆ ของธาตุและนำ มาใช้จัดธาตุเป็นกลุ่มได้หลายแบบ ในปีพ.ศ. 2360 โยฮันน์ โวล์ฟกัง เดอเบอไรเนอร์ (Johann Wolfgang Dobereiner) เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุ เป็นกลุ่ม ๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า ชุดสาม (triads) โดยพบว่าธาตุกลางจะมี มวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ เช่น Na มีมวลอะตอม 23.0 และ เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K ซึ่งมีมวลอะตอม 6.9 และ 39.1 ตามลำ ดับ ตัวอย่างการจัดธาตุแบบ ชุดสามแสดงได้ดังตาราง 2.8 แต่เมื่อนำ หลักของชุดสามไปใช้กับธาตุกลุ่มอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน พบว่า ค่ามวลอะตอมของธาตุกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของสองธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของ เดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา
ในปีพ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์(John Newlands) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎ ในการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมาก พบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติ เหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สมีสกุล) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ Li เป็น ธาตุที่ 1 ธาตุที่ 8 จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุLi ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้
การจัดเรียงธาตุตามแนวคิดของนิวแลนด์ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น กฎนี้ไม่สามารถอธิบาย ได้ว่าเพราะเหตุใดมวลอะตอมจึงเกี่ยวข้องกับสมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุ ทำ ให้ไม่เป็นที่ยอมรับในเวลา ต่อมา
ในปีพ.ศ. 2412 ยูลิอุส โลทาร์ไมเออร์(Julius Lothar Meyer) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน และดิมิทรี เมนเดเลเอฟ (Dimitri Mendeleev) นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ได้ศึกษารายละเอียด ของธาตุต่าง ๆ มากขึ้นทำ ให้มีข้อสังเกตว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมาก จะพบว่า ธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วง ๆ การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงเช่นนี้เมนเดเลเอฟตั้ง เป็นกฎเรียกว่า กฎพิริออดิก (periodic law) การจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ของเมนเดเลเอฟไม่ได้ยึดการ เรียงลำ ดับตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากเพียงอย่างเดียว แต่ได้นำ สมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุที่ ปรากฏซ้ำ กันเป็นช่วง ๆ มาพิจารณาด้วย นอกจากนี้ยังได้เว้นช่องว่างไว้โดยคิดว่าน่าจะเป็นตำ แหน่ง ของธาตุที่ยังไม่ได้มีการค้นพบ โดยที่ตำ แหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ เมนเดเลเอฟจึงได้ทำ นายสมบัติของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ 3 ธาตุ ให้ชื่อว่า เอคา-โบรอน เอคาอะลูมิเนียม และเอคา-ซิลิคอน ในเวลาต่อมาก็ได้ค้นพบธาตุสแกนเดียม แกลเลียม และเจอร์เมเนียม ตามลำ ดับ ซึ่งมีสมบัติใกล้เคียงกับที่ได้ทำ นายไว้ ตัวอย่างธาตุเอคา-ซิลิคอน ซึ่งมีสมบัติใกล้เคียงกับ ธาตุเจอร์เมเนียม เป็นดังนี้
อย่างไรก็ตามเมนเดเลเอฟไม่สามารถอธิบายได้ว่า เพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุตามมวลอะตอม เนื่องจากสมัยนั้นนักวิทยาศาสตร์ยังศึกษาโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทปได้ไม่ชัดเจน นักวิทยาศาสตร์ รุ่นต่อมาเกิดแนวความคิดว่า ตำ แหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม ในปีพ.ศ. 2456 เฮนรีโมสลีย์(Henry Moseley) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้เสนอให้จัดธาตุเรียงตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่าง ๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ตารางธาตุใน ปัจจุบันจึงปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟแต่เรียงธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปมาก
ในหนังสือเรียนนี้จะแสดงเลขหมู่ของตารางธาตุ 2 ระบบที่ต่างกัน ได้แก่ ระบบที่กำ หนดหมู่ ธาตุด้วยเลขโรมันและกำ กับด้วยตัวอักษร A และ B กับระบบที่กำ หนดโดยสหภาพเคมีบริสุทธิ์และ เคมีประยุกต์ระหว่างประเทศ (International Union of Pure and Applied Chemistry , IUPAC) ซึ่งกำ หนดหมู่ของธาตุด้วยตัวเลขอารบิกทั้งหมด ตั้งแต่หมู่ที่ 1 ถึง 18 ดังรูป 2.19
 |
| รูป 2.19 ตารางธาตุในปัจจุบัน |
2.4.2 กลุ่มของธาตุในตารางธาตุ
การที่นักวิทยาศาสตร์จัดธาตุในตารางธาตุเป็นหมู่และคาบเพื่อให้ง่ายต่อการศึกษาสมบัติของ ธาตุต่าง ๆ ถ้าแบ่งกลุ่มธาตุตามสมบัติความเป็นโลหะจะแบ่งได้เป็น 3 กลุ่ม คือ ธาตุโลหะ (metal) เป็น ธาตุที่นำ ไฟฟ้าและนำ ความร้อนได้ดี ธาตุกึ่งโลหะ (metalloid) เป็นธาตุที่นำ ไฟฟ้าได้ไม่ดีที่อุณหภูมิ ห้องแต่จะนำ ได้ดีขึ้นเมื่ออุณหภูมิสูงขึ้น และ ธาตุอโลหะ (nonmetal) ซึ่งไม่นำ ไฟฟ้า ยกเว้น คาร์บอน (แกรไฟต์) และ ฟอสฟอรัสดำ เมื่อพิจารณาตำ แหน่งของธาตุในตารางธาตุตามรูป 2.19 พบว่า ธาตุ โลหะอยู่ทางด้านซ้ายมือของตารางธาตุ (สีเขียว) ธาตุกึ่งโลหะจะอยู่บริเวณที่เป็นขั้นบันได (สีชมพู) และธาตุอโลหะจะอยู่ขวามือของตารางธาตุ(สีฟ้า) ยกเว้นไฮโดรเจนอยู่ทางด้านซ้ายมือของตารางธาตุ
 |
| รูป 2.20 ตำ แหน่งของธาตุตามระดับพลังงานย่อย |
2.4.3 ขนาดอะตอม
การศึกษารัศมีอะตอมของธาตุทำ ให้ทราบขนาดอะตอมของธาตุและสามารถเปรียบเทียบ ขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันหรือหมู่เดียวกันได้ ตัวอย่างรัศมีอะตอมของธาตุในตาราง ธาตุซึ่งได้จากการคำ นวณ แสดงดังรูป 2.21
 |
| รูป 2.21 รัศมีอะตอม (พิโกเมตร) ของธาตุบางชนิด |
ส่วนธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นจำ นวนโปรตอนในนิวเคลียสและจำ นวนระดับ พลังงานที่มีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นด้วย อิเล็กตรอนที่อยู่ชั้นในจึงเป็นคล้ายฉากกั้นแรงดึงดูดระหว่าง โปรตอนในนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอน ทำ ให้แรงดึงดูดต่อเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อย เป็นผลให้ ธาตุในหมู่เดียวกันมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม
2.4.4 ขนาดไอออน
อะตอมซึ่งมีจำ นวนโปรตอนเท่ากับอิเล็กตรอน เมื่อรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาหรือเสียอิเล็กตรอน ออกไปอะตอมจะกลายเป็นไอออน การบอกขนาดของไอออนทำ ได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม กล่าวคือจะบอกเป็นค่ารัศมีไอออน (ionic radius) ซึ่งพิจารณาจากระยะระหว่างนิวเคลียสของ ไอออนคู่หนึ่ง ๆ ที่ยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก ตัวอย่างรัศมีไอออนของ Mg² + และ O2- ในสารประกอบ MgO แสดงดังรูป 2.22 และ 2.23
 |
| รูป 2.22 รัศมีไอออนของ Mg^2+ และ O^2- |
 |
| รูป 2.23 เปรียบเทียบขนาดของอะตอมกับไอออน |
เมื่อโลหะทำ ปฏิกิริยากับอโลหะ อะตอมของโลหะจะเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก จำ นวนอิเล็กตรอนในอะตอมจึงลดลง ทำ ให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนลดลงด้วย หรือกล่าวอีกนัยก็คือ แรงดึงดูดระหว่างประจุในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนจะเพิ่มมากขึ้น ไอออนบวกจึงมีขนาดเล็กกว่าอะตอม เดิม ส่วนอะตอมของอโลหะนั้นส่วนใหญ่จะรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาและเกิดเป็นไอออนลบ เนื่องจากมี การเพิ่มขึ้นของจำ นวนอิเล็กตรอน ขอบเขตของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจะขยายออกไปจากเดิม ไอออนลบ จึงมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมเดิม ตัวอย่างขนาดอะตอมกับขนาดไอออนของธาตุแสดงดังรูป 2.24
 |
| รูป 2.24 รัศมีอะตอมและรัศมีไอออน (พิโกเมตร) ของธาตุบางชนิด |
เมื่อพิจารณาแนวโน้มของรัศมีอะตอมและรัศมีไอออนตามหมู่ ส่วนใหญ่มีแนวโน้มมีขนาดเพิ่มขึ้น จากบนลงล่างเช่นเดียวกับขนาดอะตอม รัศมีไอออนบวกจะมีค่าน้อยกว่ารัศมีอะตอม แต่รัศมีไอออนลบ จะมีค่ามากกว่ารัศมีอะตอม
2.4.5 พลังงานไอออไนเซชัน
พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่ทำ ให้อิเล็กตรอนหลุดจากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชัน (ionization energy, IE) โดยค่า IE แสดงถึงความยากง่ายในการทำ ให้อะตอมใน สถานะแก๊สกลายเป็นไอออนบวก โดย IE น้อยแสดงว่าทำ ให้เป็นไอออนบวกได้ง่ายแต่ถ้า IE มาก แสดงว่าทำ ให้เป็นไอออนบวกได้ยาก
การทำ ให้ไฮโดรเจนอะตอมในสถานะแก๊สกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊สเขียน แสดงได้ดังนี
2.4.6 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน
พลังงานที่ถูกคายออกมาเมื่ออะตอมในสถานะแก๊สได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน เรียกว่า สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (electron affinity, EA) เขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงได้ดังนี้
ถ้าค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนมีค่าเป็นบวก หมายความว่า อะตอมคายพลังงานเมื่อได้รับ อิเล็กตรอน แสดงว่าอะตอมของธาตุนั้นมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนได้ดี ความสามารถในการรับ อิเล็กตรอนของแต่ละธาตุมีความแตกต่างกัน ดังตัวอย่าง
จากตัวอย่างแสดงว่า อะตอม F มีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนดีกว่า O และ P ตามลำ ดับ เมื่อ อะตอมของธาตุรับ 1 อิเล็กตรอนแล้ว การรับอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นอีก 1 อิเล็กตรอนจะรับได้ยากขึ้น (เกิดแรงผลักกัน) ดังนั้นค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนจึงลดลง
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น