2.4.1 วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ
ตารางธาตุ หมายถึง ตารางที่นักวิทยาศาสตร์สร้างขึ้นมา เพื่อแบ่งธาตุที่มีสมบัติเหมือนกันออกเป็นหมวดหมู่ เพื่อให้ง่ายแก่การศึกษา โดยแบ่งธาตุทั้งหมดออกเป็นหมู่และคาบธาตุที่อยู่ในแนวดิ่งเดียวกัน เรียกว่า อยู่ใน หมู่ เดียวกัน
ธาตุที่อยู่ในแนวนอนเดียวกัน เรียกว่า อยู่ใน คาบ เดียวกัน
ในระหว่างปี พ.ศ. 2346 ถึง 2456 มีธาตุต่าง ๆที่พบในธรรมชาติประมาณ 63 ธาตุ ซึ่งนักวิทยาศาสตร์ได้พยายามจัดธาตุเหล่านี้ให้เป็นหมวดหมู่หรือเป็นตารางธาตุโดยในช่วงแรก ๆ นั้นแบ่งธาตุออกเป็นหมวดหมู่โดยอาศัยสมบัติของธาตุ ทั้งนี้ได้จากการสังเกตพบความคล้ายคลึงกันของสมบัติของธาตุเป็นกลุ่ม ๆ ทำให้นำมาจัดเป็นตารางธาตุได้ เช่นแบ่งกลุ่มโดยอาศัยสมบัติเกี่ยวกับโลหะ-อโลหะ โดยอาศัยสมบัติของความเป็นกรด-เบสของธาตุ เป็นต้น ต่อมาเมื่อหามวลอะตอมของธาตุได้ จึงใช้มวลอะตอมมาประกอบในการจัดตารางธาตุ จนในปัจจุบันจัดตารางธาตุโดยอาศัยการจัดเรียงอิเล็กตรอน
1. ตารางธาตุของเดอเบอไรเนอร์
การจัดตารางธาตุนั้นเริ่มขึ้นตั้งแต่ปี พ.ศ. 2360 (ค.ศ. 1817) โดย โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ (Johaun Dobereiner) นักเคมีชาวเยอรมัน ได้นำธาตุต่าง ๆ ที่พบในขณะนั้นมาจัดเรียงเป็นตารางธาตุ โดยนำธาตุต่าง ๆ ที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันมาจัดไว้ในหมู่เดียวกัน หมู่ละ 3 ธาตุ เรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากในแต่ละหมู่ มวลอะตอมของธาตุที่อยู่กลางจะเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุที่เหลืออีก 2 อะตอม เรียกว่า กฎชุดสาม (law of triads หรือ Dobereine’s law of triads)ตารางที่ 8 มวลอะตอมเฉลี่ยของธาตุบางกลุ่มตามกฎชุดสาม
| ธาตุ | มวลอะตอม | มวลอะตอมของธาตุแถวที่ 1 และ 3 |
| Li Na K Cl Br I |
6.940 22.997 39.096 35.453 79.909 126.197 |
23.018 81.197 |
2. ตารางธาตุของนิวแลนด์
ในปี พ.ศ. 2407 (ค.ศ. 1864) จอห์น นิวแลนด์ (John Newlands) นักเคมีชาวอังกฤษได้พบว่าเมื่อนำธาตุต่าง ๆ มาเรียงลำดับตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก ให้เป็นแถวตามแนวนอน สมบัติของธาตุจะมีลักษณะคล้ายกันเป็นช่วง ๆ ซึ่งลักษณะดังกล่าวเกิดขึ้นทุก ๆ ของธาตุที่ 8เช่น ถ้าเริ่มต้นจากธาตุ Li แล้วเรียงลำดับมวลอะตอมไปถึงธาตุที่ 8 จะตรงกับ Na ซึ่ง Li และ Na มีสมบัติต่าง ๆ คล้ายคลึงกัน
ตารางที่ 9 ตัวอย่างการจัดตารางธาตุของนิวแลนด์ส์
| H | Li | Be | B | C | N | O |
| F | Na | Mg | Al | Si | P | S |
| Cl | K | Ca | Cr | Ti | Mn | Fe |
3. ตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ
ในระหว่างปี พ.ศ. 2412 - 2413 (ค.ศ. 1269 - 1270) ยูลิอุส ไมเออร์ (Julius Meyer) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน และดิมิทรี เมนเดเลเอฟ (Dimitri Mendelejev) นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซียได้พบในเวลาใกล้เคียงกันว่าสมบัติต่าง ๆ ของธาตุมีส่วนสัมพันธ์กับมวลอะตอมของธาตุกล่าวคือ “ถ้าเรียงลำดับธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก จะพบว่าธาตุ ๆ ต่าง จะมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วง ๆ ” ซึ่งเมเดเลเอฟได้ตั้งเป็นกฎเรียกว่า “กฎพิริออดิก” หรือกฎตารางธาตุ (Periodic law) และพิมพ์เผยแพร่ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์เผยแพร่ครั้งหนึ่ง ดังนั้นเพื่อเป็นเกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกตารางนี้ว่า “ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ” หรือตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ (Mendelejev’ s periodic table)เกณฑ์ที่สำคัญที่เมนเดเลเอฟใช้ คือ จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ำกันเป็นช่วง ๆ ให้อยู่ในหมู่หรือในแนวตั้งเดียวกัน และพยายามเรียงลำดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก ในกรณีที่เรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติของธาตุไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยปล่อยให้ช่องว่างเว้นไว้ในตารางซึ่งเมนเดเลเอฟคิดว่า ช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นตำแหน่งของธาตุซึ่งยังไม่มีการค้นพบในขณะนั้น ในการจัดตารางธาตุนอกจากจะใช้มวลอะตอมแล้ว ยังใช้สมบัติทางเคมีและทางกายภาพของสารประกอบอื่น ๆ นอกเหนือจากสารประกอบคลอไรด์ และออกไซด์มาประกอบการพิจารณาด้วย
ตารางที่ 10 ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ
| หมู่ 1 | หมู่ 2 | หมู่ 3 | หมู่ 4 | หมู่ 5 | หมู่ 6 | หมู่ 7 | หมู่ 8 | |
| 1 | H 1 | |||||||
| 2 | Li 7 | Be 9.4 | B 11 | C 12 | N 14 | O 16 | F 19 | |
| 3 | Na 23 | Mg 24 | Al 27.3 | Si 28 | P 31 | S 32 | Cl 35.5 | |
| 4 | K 29 | Ca 40 | -44 | Ti 48 | V 51 | Cr 52 | Mn 55 | Fe 56 Co 59 Ni 59 Cu 63 |
| 5 | (Cu 63 ) | Zn 65 | -68 | -72 | As 75 | Se 78 | Br 80 | |
| 6 | Rb 85 | Sr 87 | ? Yt 88 | Zr 90 | Nb 94 | Mo 96 | -100 | Ru104 Rh104 Pd105 Ag 108 |
| 7 | (Ag 108) | Cd 112 | In 113 | Sn 118 | Sb 122 | Te 125 | 1127 | |
| 8 | Cs 133 | Ba 137 | ? Di 138 | ? Ce 140 | - | - | - | - |
| 9 | - | - | - | - | - | - | - | - |
| 10 | - | - | ? Er 178 | ? La 180 | Ta 182 | W 184 | - | Os 195 Ir197 |
| 11 | (Au 199) | Hg 200 | Tl 204 | Bi 208 | Bi 208 | - | - | Pt 198 Au 199 |
| 12 | - | - | - | - | - | U 240 | - | - - - - |
ช่องว่างที่เว้นไว้คือตำแหน่งของธาตุที่ยังไม่พบในสมัยนั้น เนื่องจากตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ ทำให้เมนเดเลเอฟสามารถทำนายสมบัติของธาตุไว้ล่วงหน้าได้ด้วย โดยการศึกษาสมบัติเกี่ยวกับจุดหลอมเหลว จุดเดือด ความถ่วงจำเพาะ และความร้อนจำเพาะ รวมทั้งสมบัติเกี่ยวกับสารประกอบคลอไรด์ และออกไซด์
ตัวอย่างเช่น ธาตุที่อยู่ในช่องว่างใต้ Si เมนเดเลเอฟเรียกชื่อว่าธาตุเอคาซิลิคอน อีก 15 ปีต่อมาคือในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886) เคลเมนส์ วิงค์เลอร์ (Clemens Winkler) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมันจึงได้พบธาตุนี้และเรียกชื่อว่า ธาตุเจอร์เมเนียม (Ge) นั่นเอง
ตารางที่ 11 เปรียบเทียบสมบัติของธาตุเอคาซิลิคอนกับเจอร์เมเนียมที่ทำนายและที่ค้นพบ
| สมบัติ | เอคาซิลิคอนทำนายเมื่อ พ.ศ. 2414 (ค.ศ. 1871) | เจอร์เมเนียมพบเมื่อ พ.ศ. 2429 (ค.ศ.1886) |
| มวลอะตอม สีของธาตุ ความหนาแน่น (g/cm3) จุดหลอมเหลว (0C ) สูตรของออกไซด์ ความหนาแน่นของออกไซด์ (g/cm3) เมื่อผสมกับกรดไฮโดรคลอริก |
72 เป็นโลหะสีเทา 5.5 สูง GeO2 4.7 ละลายได้เล็กน้อย |
72.6 เป็นโลหะสีเทา 5.36 958 GeO2 4.70 ไม่ละลายที่ 25 0C |
นอกจากธาตุเอคาซิลิคอนแล้ว ยังมีธาตุอื่นที่เมนเดเลเอฟ ได้เรียกชื่อไว้ล่วงหน้า เช่น
ธาตุที่อยู่ใต้ B เรียกว่า เอคาโบรอน
ธาตุที่อยู่ใต้ Al เรียกว่า เอคาอะลูมิเนียม
ซึ่งปัจจุบันก็คือธาตุ Se และ Ga ตามลำดับ
การจัดตารางธาตุของเมนเดเลเอฟนั้น ถ้ายึดหลักการเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากอย่างเคร่งครัด จะทำให้ธาตุบางธาตุซึ่งมีสมบัติแตกต่างกันอยู่ในหมู่เดียวกัน ทำให้ต้องยกเว้นไม่เรียงตามมวลอะตอมบ้างแต่เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถให้เหตุผลได้ว่าเป็นเพราะเหตุใดจึงต้องเรียงลำดับธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในขณะนั้นยังไม่มีความเข้าใจเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมไม่มากพอ นักวิทยาศาสตร์ต่อ ๆ มาจึงสร้างแนวคิดใหม่ว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่ควรขึ้นอยู่กับมวลอะตอม แต่ควรจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่น ๆ ที่สัมพันธ์กับมวลอะตอม
4. ตารางธาตุของเฮนรี โมสลีย์
เฮนรี โมสลีย์ (Henry Moseley) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้แก้ไขตารางธาตุของเมนเดเลเอฟให้ถูกต้องขึ้น โดยการพบว่าเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของธาตุ มีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุมากกว่ามวลอะตอม ทำให้สอดคล้องกับกฎพีริออดิกมากกว่า สามารถสร้างตารางธาตุได้โดยไม่ต้องสลับที่ธาตุบางธาตุเหมือนกรณีการจัดเรียงตามมวลอะตอมประมาณปี พ.ศ. 2456 (ค.ศ. 1913) โมสลีย์จึงเสนอตารางธาตุใหม่โดยเรียงตามเลขอะตอมจากน้อยไปหามาก และจัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันให้อยู่ในหมู่เดียวกัน และกำหนดกฎตารางธาตุขึ้นใหม่เป็น “สมบัติต่าง ๆ ของธาตุในตารางธาตุขึ้นอยู่กับเลขอะตอมของธาตุ”
ตารางธาตุในปัจจุบัน
เนื่องจากปัจจุบันนักเคมีพบว่า การจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุมีส่วนสัมพันธ์กับสมบัติต่าง ๆ ของธาตุ กล่าวคือ ถ้าเรียงลำดับธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปหามาก จะพบว่าธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วง ๆ ตามลักษณะของการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ดังนั้นในปัจจุบันจึงจัดตารางธาตุโดยเรียงตามเลขอะตอมจากน้อยไปมาก ดังในรูป
2.4.2กลุ่มของธาตุในตารางธาตุ
ธาตุในแต่ละหมู่ ของกลุ่ม A ถ้ามีสมบัติคล้ายกันจะมีชื่อเรียกเฉพาะหมู่ เช่น
* ธาตุหมู่ IA เรียกว่า โลหะอัลคาไล (alkali metal) ได้แก่ Li , Na , K , Rb , Cs , Fr
* ธาตุหมู่ IIA เรียกว่า โลหะอัลคาไลน์เอิร์ท(alkaline earth)ได้แก่ Be Mg Ca Sr Ba Ra
* ธาตุหมู่ VIIA เรียกว่า ธาตุเฮโลเจน (halogen) ได้แก่ F Cl Br I At
* ธาตุหมู่ที่ VIIIA เรียกว่า ก๊าซเฉื่อย (Inert gas) ได้แก่ He Ne Ar Kr Xe Rn
สำหรับการแบ่งธาตุเป็นคาบ ธาตุทั้งหมดในตารางธาตุแบ่งเป็น 7 คาบ ซึ่งในแต่ละคาบอาจจะมีจำนวนธาตุไม่เท่ากัน เช่น
สำหรับคาบต่าง ๆ ในตารางธาตุแบ่งเป็น 7 คาบดังนี้
* คาบที่ 1 มี 2 ธาตุ คือ H , He
* คาบที่ 2 มี 8 ธาตุ คือ ตั้งแต่ Li ถึง Ne
* คาบที่ 3 มี 8 ธาตุ คือ ตั้งแต่ Na ถึง Ar
* คาบที่ 4 มี 18 ธาตุ คือ ตั้งแต่ K ถึง Kr
* คาบที่ 5 มี 18 ธาตุ คือ ตั้งแต่ Rb ถึง Xe
* คาบที่ 6 มี 32 ธาตุ คือ ตั้งแต่ Cs ถึง Rn
* คาบที่ 7 มี 19 ธาตุ คือ ตั้งแต่ Fr ถึง Ha
รวมทั้งหมด 105 ธาตุ เป็นก๊าซ 11 ธาตุ คือ H , N , O , F , Cl , He , Ne , Ar ,
Kr , Xe และ Rn เป็นของเหลว 5 ธาตุ คือ Cs , Fr , Hg , Ga และ Br ที่เหลือเป็นของแข็ง
สำหรับ 2 แถวล่างเลขอะตอม 57 - 70 และ 89 - 102 เป็นธาตุกลุ่มย่อยที่แยกมาจากหมู่ IIIB ในคาบที่ 6 และ 7 เรียกธาตุในกลุ่มย่อยนี้รวม ๆ ว่า กลุ่มธาตุเลนทาไนด์ และ กลุ่มธาตุแอกทิไนด์
นอกจากนี้เมื่อพิจารณาธาตุหมู่ IIIA ไปทางขวามือ จะพบเส้นหนักหรือเส้นทึบเป็นแบบขั้นบันได เส้นหนักนี้จะเป็นเส้นแบ่งกลุ่มธาตุโลหะและอโลหะ กล่าวคือ ธาตุทางขวาของเส้นขั้นบันไดจะเป็นอโลหะ ธาตุทางซ้ายมือของเส้นขั้นบันไดจะเป็นโลหะ ธาตุที่อยู่ชิดกับเส้นขั้นบันได เป็นธาตุกึ่งโลหะ ซึ่งมีทั้งสมบัติของโลหะและอโลหะ เช่น ธาตุ B , Si ,Ge ,As , Sb , Te
การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม่
จากตารางธาตุในรูปที่ 1.23 จะพบว่ามีธาตุอยู่ 118 ธาตุ ซึ่งยังมีการค้นพบธาตุใหม่ ๆ เพิ่มขึ้นอีกหลายธาตุ แต่ยังไม่ได้กำหนดสัญลักษณ์ที่แน่นอนไว้ในตารางธาตุ ธาตุบางธาตุถูกค้นพบโดยนักวิทยาศาสตร์หลายคณะ ทำให้มีชื่อเรียกและสัญลักษณ์ต่างกัน
เช่น ธาตุที่ 104 ค้นพบโดยคณะนักวิทยาศาสตร์ 2 คณะ คือ คณะของนักวิทยาศาสตร์สหรัฐอเมริกา ซึ่งเรียกชื่อว่า รัทเทอร์ฟอร์เดียม (Ratherfordium) และใช้สัญลักษณ์ Rf ในขณะที่คณะนักวิทยาศาสตร์สหภาพโซเวียตเรียกชื่อว่าเคอร์ซาโตเวียม(Kurchatovium) ใช้สัญลักษณ์ Ku
ธาตุที่ 105 ค้นพบโดยคณะนักวิทยาศาสตร์ 2 คณะเช่นเดียวกัน คือคณะนักวิทยาศาสตร์สหรัฐอเมริกาเรียกชื่อว่า ฮาห์เนียม (Hahnium) และใช้สัญลักษณ์ Ha ในขณะที่นักวิทยาศาสตร์สหภาพโซเวียตใช้ชื่อว่า นิลส์บอห์เรียม (Neilbohrium) และใช้สัญลักษณ์เป็น Ns
การที่คณะนักวิทยาศาสตร์ต่างคณะตั้งชื่อแตกต่างกัน ทำให้เกิดความสับสน International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) จึงได้กำหนดระบบการตั้งชื่อขึ้นใหม่ โดยใช้กับชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมเกิน 100 ขึ้นไป ทั้งนี้ให้ตั้งชื่อธาตุโดยระบุเลขอะตอมเป็นภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย ium ระบบการนับเลขในภาษาละตินเป็นดังนี้
0 = nil (นิล) 1 = un (อุน)
2 = bi (ไบ) 3 = tri (ไตร)
4 = quad (ควอด) 5 = pent (เพนท์)
6 = hex (เฮกซ์) 7 = sept (เซปท์)
8 = oct (ออกตฺ) 9 = enn (เอนน์)
เช่น - ธาตุที่ 104 ตามระบบ IUPAC อ่านว่า อุนนิลควอเดียม (Unnilquadium) สัญลักษณ์ Unq
- ธาตุที่ 105 ตามระบบ IUPAC อ่านว่า อุนนิลเพนเทียม (Unnilpentium) สัญลักษณ์ Unp
2.4.3 ขนาดอะตอม
ขนาดอะตอมหาได้จากเทคนิคทาง x-ray diffraction และ microwave spectroscopyถ้าอะตอมเรียงตัวอย่างมีระเบียบแบบชิดกันมากที่สุด ขนาดของอะตอมจะหาได้จากความสัมพันธ์ ดังนี้
ขนาดของ 1 อะตอม =
ปริมาตรของ 1 โมล =
จากแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก อะตอมมีขอบเขตที่ไม่แน่นอน ระยะระหว่างนิวเคลียสถึงผิวอะตอมมีค่าไม่คงที่ ทำให้หาขนาดของอะตอมที่แท้จริงไม่ได้ จากแบบจำลองของอะตอมตามทฤษฎีของโบร์ อิเล็กตรอนในไฮโดรเจนอะตอมอาจมีพลังงานได้หลายค่า ขนาดอะตอมของไฮโดรเจนจึงขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานใด ถ้าอยู่ในระดับพลังงานสูง จะอยู่ห่างจากนิวเคลียสมาก ขนาดอะตอมจะใหญ่ และถ้าอยู่ในระดับพลังงานต่ำ จะอยู่ใกล้นิวเคลียส ขนาดอะตอมจะเล็ก ดังนั้นจึงทำให้หาขนาดของอะตอมที่แท้จริงไม่ได้
ในทางปฏิบัตินิยมบอกขนาดอะตอมด้วยรัศมีอะตอม โดยพิจารณาจากเส้นผ่านศูนย์กลางของโมเลกุลอะตอมคู่ หรือ อะตอม 2 อะตอมที่อยู่ชิดกัน โดยแบ่งรัศมีอะตอมเป็น 3 ประเภท
ก. รัศมีโลหะ (metallic radii) เนื่องจากโลหะมีการจัดเรียงอะตอมแบบชิดกัน รัศมีอะตอมโลหะจึงหาได้จากความยาวพันธะโลหะหารด้วย 2 หรือระยะระหว่างนิวเคลียสของโลหะ 2 อะตอมหารด้วย 2
แนวโน้มขนาดอะตอมตามหมู่และตามคาบ
เมื่อพิจารณาแนวโน้มของขนาดอะตอม มีแนวโน้มดังนี้
1. เมื่อพิจารณาตามคาบ ธาตุในคาบเดียวกันมีขนาดอะตอมลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เช่น ในคาบที่ 3 ขนาดอะตอม Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl เป็นต้น ทั้งนี้เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันแต่มีจำนวนโปตอนในนิวเคลียสต่างกัน ธาตุที่มีโปรตอนมากกว่าจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงกว่าจึงทำให้ขนาดอะตอมเล็กกว่า นั่นคือขนาดอะตอมจะลดลงจากซ้ายไปขวา
2. เมื่อพิจารณาตามหมู่ ธาตุในหมู่เดียวกันมีขนาดอะตอมเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม เช่น ในหมู่ IA ขนาดอะตอม Li < Na < K < Rb < Cs <Rbทั้งนี้เพราะธาตุในหมู่เดียวกันแม้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น แต่แรงดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อยเนื่องจากจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้น จึงเป็นเสมือนฉากกั้นแรงดึงดูดระหว่างโปรตอนในนิวเคลียสกับ เวเลนซ์อิเล็กตรอน มีผลทำให้ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม แสดงว่าในกรณีนี้การเพิ่มระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส
สำหรับธาตุในคาบที่ 4 คาบที่ 5 และคาบที่ 6 พบว่าขนาดอะตอมไม่เป็นไปตามแนวโน้มที่ต่อเนื่องกัน
2.4.4ขนาดไอออน
อะตอมซึ่งมีจำนวนโปรตอนเท่ากับอิเล็กตรอน เมื่อรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาหรือเสียอิเล็กตรอนออกไปอะตอมจะกลายเป็นไอออน นักเรียนคิดว่าขนาดของไอออนกับขนาดอะตอมของธาตุเดียวกันจะแตกต่างกันหรือไม่การบอกขนาดของไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม กล่าวคือจะบอกเป็นค่ารัศมีไอออน ซึ่งพิจารณาจากระยะระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผนึกเมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ อะตอมของโลหะจะเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมจึงลดลง ทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนลดลงด้วย หรือกล่าวอีกนัยหนึ่งได้ว่าแรงดึงดูดระหว่างประจุในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนจะเพิ่มมากขึ้นไอออนบวกจึงมีขนาดเล็กกว่าอะตอมเดิม ส่วนอะตอมของอโลหะนั้นส่วนใหญ่จะรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาและเกิดเป็นไอออนลบ เนื่องจากมีการเพิ่มขึ้นของจำนวนอิเล็กตรอนจึงทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีค่าสูงขึ้น ขอบเขตของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจะขยายออกไปจากเดิม ไอออนลบจึงมีมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมเดิม มื่อพิจารณาแนวโน้มของรัศมีอะตอมและรัศมีไอออนตามหมู่ จะพบว่าหมู่ IA IIA IIIA และ VIIA มีแนวโน้มเช่นเดียวกันคืออะตอมและไอออนมีขนาดเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง รัศมีไอออนบวกจะมีค่าน้อยกว่ารัศมีอะตอมแต่รัศมีไอออนลบจะมีค่ามากกว่ารัศมีอะตอมการเปรียบเทียบขนาดไอออนที่มีความหมาย จะเปรียบเทียบระหว่างไอออนที่มีการจัดอิเล็กตรอนเหมือนกันหรือมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน
2.4.5 พลังงานไอออไนเซชัน
พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization energy : IE)
พลังงานไอออไนเซชัน (ionization energy : IE) หมายถึงพลังงานที่น้อยที่สุดที่ใช้เพื่อทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สกลายเป็นไอออนในสถานะแก๊ส เช่น การทำให้โฮโดรเจนอะตอมกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊ส เขียนแสดงได้ดังนี้
H(g) --------------> H+(g) + e– IE = 1318 kJ/mol
ไฮโดรเจนมีเพียง 1 อิเล็กตรอน จึงมีค่าพลังงานไอออไนเซชันเพียงค่าเดียว ถ้าเป็นธาตุที่มีหลายอิเล็กตรอนก็จะมรพลังงานไอออไนเซชันหลายค่า พลังงานน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดออกตากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า “พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1” เขียนย่อเป็น IE1พลังงานที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวต่อ ๆ ไปหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สก็จะเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 2 , 3 , . . . ตามลำดับ และเขียนย่อเป็น IE2 , IE3 , . . . ตามลำดับ เช่น ธาตุโบรอนมี 5 อิเล็กตรอน ก็จะมีพลังงานไอออไนเซชัน 5 ค่า ดังนี้
B(g) ---------> B+(g) + e– IE1 = 807 kJ/mol
B+(g) --------> B2+(g) + e– IE2 = 2433 kJ/mol
B2+ (g) --------> B3+ (g) + e– IE3 = 3666 kJ/mol
B3+ (g) -----------> B4+ (g) + e– IE4 = 25033 kJ/mol
B4+ (g) ---------> B5+ (g) + e– IE5 = 32834 kJ/mol
พลังงานไอออไนเซชันกับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน
ค่าพลังงานไอออไนเซชันของธาตุต่าง ๆ ในตารางธาตุใช้เป็นข้อมูลในการจัดกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส ซึ่งพบความสัมพันธ์คือ อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน (ชั้นเดียวกัน) จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันใกล้เคียงกัน และอิเล็กตรอนที่อยู่ต่างระดับพลังงานกัน จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันแตกต่างกันมาก ซึ่งสรุปความสัมพันธ์ถึงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานจะมีจำนวนไม่เกิน 2n2 ตามที่ได้กล่าวมาแล้ว
ตารางแสดงพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1
| 1 H 1316 |
2 He 2379 |
||||||
| 3 Li 526 |
4 Be 906 |
5 B 807 |
6 C 1093 |
7 N 1407 |
8 O 1320 |
9 F 1687 |
10 Ne 2087 |
| 11 Na 502 |
12 Mg 744 |
13 Al 584 |
14 Si 793 |
15 P 1018 |
16 S 1006 |
17 Cl 1257 |
18 Ar 1527 |
| 19 K 425 |
20 Ca 596 |
31 Ga 585 |
32 Ge 768 |
33 As 953 |
34 Se 947 |
35 Br 1146 |
36 Kr 1357 |
| 37 Rb 409 |
38 Sr 556 |
49 In 565 |
50 Sn 715 |
51 Sb 840 |
52 Te 876 |
53 I 1015 |
54 Xe 1177 |
| 55 Cs 382 |
56 Ba 509 |
81 Tl 596 |
82 Pb 722 |
83 Bi 710 |
84 Po 818 |
85 At – |
86 Rn 1043 |
| 87 Fr – |
88 Ra 516 |
สรุปแนวโน้มพลังงานไอออไนเซชัน
1. แนวโน้มค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ( IE1) ตามคาบ พบว่ามีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม เนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและมีขนาดอะตอมเล็กลง แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเพิ่มมากขึ้น อิเล็กตรอนจึงหลุดออกจากอะตอมได้ยาก2. แนวโน้มค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ( IE1) ตามหมู่ ปัจจัยทีมีผลคือคือขนาดอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากระดับพลังงาน ค่า IE1จะลดลงเมื่ออะตอมมีขนาดใหญ่ขึ้น เพราะขนาดอะตอมที่ใหญ่ขึ้นจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น อิเล็กตรอนจะได้รับแรงดึงดูดจากนิวเคลียสน้อย อิเล็กตรอนจะหลุดออกจากอะตอมได้ง่าย
2.4.6สัมพรรคภาคอิเล็กตรอน
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (electron affinity)ความหมาย
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน คือ พลังงานที่อะตอมในสถานะแก๊สคายออกมาเมื่อได้รับอิเล็กตรอน
F(g) + e-
F-(g) + 328 kJ/molแนวโน้มสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของธาตุต่าง ๆ ในตารางธาตุ
ตารางแสดงค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน
| 1 H –77 |
2 He (21) |
||||||
| 3 Li –58 |
4 Be (241) |
5 B –23 |
6 C –123 |
7 N 0 |
8 O –142 |
9 F –333 |
10 Ne (29) |
| 11 Na –53 |
12 Mg (230) |
13 Al –44 |
14 Si –140 |
15 P –74 |
16 S –200 |
17 Cl –348 |
18 Ar (35) |
| 19 K –48 |
20 Ca (154) |
31 Ga –35 |
32 Ge –118 |
33 As –77 |
34 Se –195 |
35 Br –324 |
36 Kr (39) |
| 37 Rb –47 |
38 Sr (120) |
49 In –34 |
50 Sn –121 |
51 Sb –101 |
52 Te –190 |
53 I –295 |
54 Xe (40) |
| 55 Cs –45 |
56 Ba (52) |
81 Tl –48 |
82 Pb –101 |
83 Bi –100 |
84 Po ? |
85 At ? |
86 Rn ? |
| 87 Fr 2 |
88 Ra ? |
| * ตัวเลขในวงเล๋บได้จากการคำนวณ - ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเป็นลบเพราะระบบ(อะตอม)คายพลังงานออกมาเมื่อรับอิเล็กตรอนเข้าไป ตามหลักเทอร์โมไดนามิกส์(thermodynamics) - ถ้าเราพิจารณาค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนโดยไม่คำนึงถึงค่าที่เป็นลบ จะเห็นว่า - ธาตุในหมู่เดียวกัน สัมพรรคภาพอิเล็กตรอนลดลงจากบนลงล่าง เช่น ธาตุในหมู่ IA สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน Li > Na > K > Rb > Cs แสดงว่า Li รับอิเล็กตรอนเข้ามาในอะตอมได้ดีกว่า Cs - ธาตุในคาบเดียวกัน สัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เช่น ธาตุในคาบที่ 2 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน Li < Be < B < C < N < O < F แสดงว่า F รับอิเล็กตรอนเข้ามาในอะตอมได้ดีกว่า Li สรุปแนวโน้มสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน1. เมื่อพิจารณาตามคาบ ค่า EA ในหมู่ IA IIA และ IIIA มีค่าเป็นลบน้อยกว่าธาตุที่อยู่ทางขวามือ แสดงว่าธาตุในหมู่ดังกล่าวมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนได้น้อยมาก โดยเฉพาะธาตุในหมู่ IIA มีค่า EA สูงที่สุด แสดงว่ารับอิเล็กตรอนยากที่สุด2. ธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA มีแนวโน้มสูงที่จะรับอิเล็กตรอน โดยเฉพาะธาตุหมู่ VIIA ชอบที่จะรับอิเล็กตรอนสูงที่สุด การรับอิเล็กตรอนของธาตุในหมู่ VIIA จะทำให้อะตอมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยซึ่งมีความเสถียรมาก EA ของแก๊สเฉื่อยจึงมีค่าเป็นบวก 2.4.7อิเล็กโทรเนกาติวิตีอิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity : EN)อิเล็กโทรเนกาติวิตี (electronegativity : EN) หมายถึงค่าที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของอะตอมคู่ที่เกิดพันธะที่จะรวมกันเป็นโมเลกุล ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงจะมีความสามารถในการดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ดี ได้แก่พวกอโลหะ ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำจะดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ไม่ดี ได้แก่พวกโลหะ เช่น โมเลกุลของ HCl เนื่องจาก Cl ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H ดังนั้น Cl จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า H แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุเป็นดังนี้ตารางแสดงค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุ
สรุปแนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี1. แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีตามคาบปัจจัยที่มีผลคือเลขอะตอมหรือประจุบวกในนิวเคลียส ธาตุที่มีประจุบวกในนิวเคลียสมากจะมีค่า EN สูง ดังนั้นธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีค่า EN ดังนั้นธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีค่า EN เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะประจุบวกที่นิวเคลียสจะส่งแรงดึงดูดกระทำต่ออิเล็กตรอนได้มาก 2. แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีตามหมู่ ปัจจัยที่มีผลคือขนาดอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากจำนวนระดับพลังงาน ธาตุที่มีจำนวนระดับพลังงานน้อย หรือขนาดอะตอมเล็ก จะมีค่า EN สูงกว่าธาตุที่มีขนาดอะตอมใหญ่ในหมู่เดียวกัน เพราะอะตอมที่มีขนาดใหญ่นิวเคลียสจะส่งแรงดึงดูดออกไปที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนได้น้อย ดังนั้น “ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีค่า EN ลดลงจากบนลงล่าง” |
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น