เคมี

ตารางธาตุ

สร้างเมื่อ 05 ก.ค. 2554 09:40:58

ระดับม.4
51,455 view

ตารางธาตุ

          ปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์ได้ค้นพบธาตุแล้วเป็นจำนวนมาก ธาตุเหล่านั้นอาจมีสมบัติบางประการคล้ายกันแต่ก็มีสมบัติบางประการที่แตกต่างกัน จึงยากที่จะจดจำสมบัติต่างๆ ของแต่ละธาตุได้ทั้งหมด นักวิทยาศาสตร์จึงหากฎเกณฑ์ในการจัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายกันให้อยู่ในกลุ่มเดียวกันเพื่อง่ายต่อการศึกษา

           - นักเรียนคิดว่าสมบัติใดของธาตุที่สามารถใช้เป็นเกณฑ์ในการจัดกลุ่มธาตุ

1.2.1 วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ
          ภายหลังการค้นพบธาตุต่างๆ และศึกษาสมบัติของธาตุเหล่านี้ นักวิทยาศาสตร์ได้หาความสัมพันธ์ระหว่างสมบัติต่างๆ ของธาตุและนำมาใช้จัดธาตุเป็นกลุ่มได้หลายลักษณะ ในปี พ.ศ.2360 (ค.ศ. 1817) โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า ชุดสาม โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอม *เป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ ตัวอย่างธาตุชุดสามของเดอเบอไรเนอร์ เช่น Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวลอะตอม 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 แต่เมื่อนำหลักของชุดสามไปใช้กับธาตุกลุ่มอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน พบว่าค่ามวลอะตอมของ ธาตุกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของสองธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของเดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา
          ในปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎในการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ Li เป็นธาตุที่ 1 ธาตุที่ 8 จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุ Li ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้

การจัดเรียงธาตุตามแนวคิดของนิวแลนด์ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น กฎนี้ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดมวลอะตอมจึงเกี่ยวข้องกับสมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุ ทำให้ไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา
ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมันและดิมิทรี อิวา-โนวิช เมนเดเลเอฟ นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ได้ศึกษารายละเอียดของธาตุต่างๆ มากขึ้นทำให้มีข้อสังเกตเช่นเดียวกันว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากจะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ การที่ธาตุต่างๆ มีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงเช่นนี้เมนเดเลเอฟตั้งเป็นกฎเรียกว่า กฎพิริออดิก และได้เสนอความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะเผยแพร่ผลงานของเขาหนึ่งปีเพื่อเป็นการให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกตารางนี้ว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ ในปีต่อมาเมนเดเลเอฟได้ปรับปรุงตารางธาตุใหม่ ดังสำเนาภาพในรูป 1.21

รูป 1.21 ตารางธาตุของเมนเดเลเอฟที่ปรับปรุงใหม่

ข้อที่น่าสังเกตคือ การจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ของเมนเดเลเอฟไม่ได้ยึดการเรียงลำดับตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากเพียงอย่างเดียว แต่ได้นำสมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุที่ปรากฎซ้ำกันเป็นช่วงๆ มาพิจารณาด้วย นอกจากนี้ยังได้เว้นช่องว่างไว้โดยคิดว่าน่าจะเป็นตำแหน่งของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ โดยที่ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ เมนเดเลเอฟจึงได้ทำนายสมบัติของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบไว้ 3 ธาตุ ให้ชื่อว่า เอคา-โบรอน เอคา-อะลูมินัม และเอคา-ซิลิคอน ในเวลาต่อมาก็ได้ค้นพบธาตุสแกนเดียม แกลเลียม และเจอร์เมเนียม ตามลำดับ ซึ่งมีสมบัติใกล้เคียงกับที่ได้ทำนายไว้ ดังตัวอย่างธาตุเอคา-ซิลิคอน ซึ่งมีสมบัติใกล้เคียงกับธาตุเจอร์เมเนียมดังนี้
ตาราง 1.6 เปรียบเทียบสมบัติของเอคา-ซิลิคอนกับเจอร์เมเนียม

สมบัติ

เอคา-ซิลิคอน

ทำนายเมื่อ พ.ศ. 2414

เจอร์เมเนียน

ค้นพบเมื่อ พ.ศ. 2429

มวลอะตอม
ความหนาแน่น $\displaystyle \left( {g/cm^3 } \right)$
สี
ความหนาแน่นของออกไซด์ $\displaystyle \left( {g/cm^3 } \right)$
ความหนาแน่นของคลอไรด์ $\displaystyle \left( {g/cm^3 } \right)$

72
5.5
เทาเข็ม
$\displaystyle EsO_2 = 4.7$
$\displaystyle EsCl_4 = 1.9$

72.6
5.47
เทาขาว
$\displaystyle GeO_2 = 4.70$
$\displaystyle GeCl_4 = 1.89$

อย่างไรก็ตามเมนเดเลเอฟไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุตามมวลอะตอม เนื่องจากสมัยนั้นนักวิทยาศาสตร์ยังศึกษาโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทปได้ไม่ชัดเจน นักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาเกิดแนวความคิดว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม เฮนรี โมสลีย์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้เสนอให้จัดธาตุเรียงตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ตารางธาตุในปัจจุบันจึงได้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปมากซึ่งสอดคล้องกับกฎพิริออดิกที่ได้กล่าวมาแล้ว
ตารางธาตุที่นิยมใช้ในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ แต่เรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอมแทนการเรียงตามมวลอะตอม ดังรูป 1.22

รูป 1.22 ตารางธาตุในปัจจุบัน

          - การจัดธาตุเป็นหมู่และคาบมีความสัมพันธ์กับการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุหรือไม่อย่างไร
          - จงสืบค้นข้อมูลและนำเสนอภาพการแบ่งธาตุเป็นกลุ่ม s p d และ f ตามลักษณะการจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล

          ตารางธาตุที่ใช้อยู่ในปัจจุบันแบ่งธาตุในแนวตั้งออกเป็น 18 แถว โดยเรียกแถวในแนวตั้งว่า หมู่ ธาตุในแนวตั้งยังแบ่งเป็นกลุ่มย่อย A กับ B กลุ่ม A มี 8 หมู่ คือ IA ถึง VIIIA หมู่ IA มีชื่อเรียกว่า โลหะแอลคาไล หมู่ IIA เรียกว่า โลหะแอลคาไลน์เอิร์ท หมู่ VIIA เรียกว่า หมู่ธาตุแฮโลเจน และหมู่ VIIA เรียกว่า แก๊สเฉื่อยหรือแก๊สมีตระกูล กลุ่ม B มี 8 หมู่เช่นเดียวกันคือ IB ถึง VIIIB แต่ใน VIIIB จะมี 3 แถวธาตุกลุ่ม B ทั้งหมดเรียกว่ากลุ่ม ธาตุแทรนซิชัน
          ธาตุที่อยู่ในแนวนอนมี 7 แถว แต่ละแถวจัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามลำดับ และเรียกแถวในแนวนอนว่า คาบ จำนวนธาตุในแต่ละคาบจะเป็นดังนี้ คาบที่ 1 มี 2 ธาตุ คาบที่ 2 และ 3 มีคาบละ 8 ธาตุ คาบที่ 4 และ 5 มีคาบละ 18 ธาตุ คาบที่ 6 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม กลุ่มแรกมี 18 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn กลุ่มที่สองมี 14 ธาตุ คือ Ce ถึง Lu และเรียกกลุ่มนี้ว่า กลุ่มธาตุ แลนทาไนด์ คาบที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม กลุ่มแรกเริ่มจาก Fr เป็นต้นไปและมีการค้นพบเพิ่มขึ้นอยู่ตลอดเวลา ส่วนกลุ่มหลังมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr ซึ่งมีชื่อเรียกว่า กลุ่มธาตุ แอกทิไนด์
          เมื่อพิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของธาตุในตารางธาตุพบว่าธาตุในแนวตั้งที่อยู่ในกลุ่มย่อย A จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันและจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะตรงกับเลขหมู่ สำหรับธาตุตามแนวนอนที่อยู่ในคาบเดียวกัน พบว่าธาตุในกลุ่มย่อย A มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน และจำนวนระดับพลังงานจะตรงกับเลขที่คาบ เช่น
          ธาตุ Na มีเลขอะตอมเท่ากับ 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น $\displaystyle ls^2 2s^2 2p^6 3s^1$ ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8   1
          ธาตุ K มีเลขอะตอมเท่ากับ 19 จัดอิเล็กตรอนเป็น $\displaystyle ls^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$ ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 8 1
          ดังนั้น ธาตุ Na และ K จึงอยู่ในหมู่ IL เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1
          Na อยู่ในคาบที่ 3 เพราะมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 3
          K จะอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 4
          การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล s p d และ f ของธาตุในตารางธาตุนั้น ถ้าพิจารณจากออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ในแต่ละธาตุสามารถแบ่งกลุ่มธาตุในตารางธาตุได้ดังนี้คือ ธาตุกลุ่ม s ได้แก่ธาตุในหมู่ IA และ IIA กลุ่ม p ได้แก่ธาตุในหมู่ IIIA จนถึง VIIA และแก๊สเฉื่อย กลุ่ม d ได้แก่ธาตุในหมู่ IIIB จนถึง IIB ส่วนธาตุในกลุ่ม f ได้แก่กลุ่มธาตุแลนทาไนด์และแอกทิไนด์
          จากการที่นักวิทยาศาสตร์ทำการศึกษาทดลองจนค้นพบธาตุเพิ่มขึ้นอีกหลายธาตุแต่ยังไม่มีการกำหนดสัญลักษณ์ที่แน่นอน บางครั้งธาตุชนิดเดียวกันถูกค้นพบโดยนักวิทยาศาสตร์หลายคนจึงทำให้มีชื่อเรียกแตกต่างกันองค์การนานาชาติทางเคมี (International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC) ได้ตกลงให้เรียกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไปตามระบบตัวเลขเป็นภาษาละตินและลงท้ายเสียงของชื่อธาตุเป็น -ium เป็นชื่อเรียกสำหรับธาตุที่ยังไม่มีชื่อที่ยอมรับเป็นสากล
          จำนวนนับในภาษาละตินเป็นดังนี้
                    0 1      2    3 4           5 6   7 8        9
                    nil    un    bi    tri    quad    pent    hex    sept    oct    enn
                    นิล    อูน    ไบ    ไตร    ควอด    เพนต์    เฮกซ์    เซปต์    ออกต์    เอนน์
          สำหรับการเขียนสัญลักษณ์ของธาตุ ให้ใช้อักษรตัวแรกของจำนวนนับแต่ละตัวมาเขียนเรียงกัน เช่น ธาตุที่มีเลขอะตอม 110 จะมีสัญลักษณ์เป็น Uun
                    - นักเรียนคิดว่าธาตุที่มีเลขอะตอม 112 จะมีชื่อว่าอย่างไร และธาตุที่มีสัญลักษณ์ Unh และ Uno มีเลขอะตอมเท่าใด

         การที่นักวิทยาศาสตร์จัดธาตุเป็นหมู่และเป็นคาบในรูปของตารางธาตุเพื่อให้ง่ายต่อการศึกษาสมบัติของธาตุต่างๆ รายละเอียดเกี่ยวกับสมบัติของธาตุตามตารางธาตุเป็นอย่างไร นักเรียนจะได้ศึกษาต่อไป

1.2.2 สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ
          จากการศึกษาการจัดเรียงธาตุในตารางธาตุ ช่วยให้ทราบว่าตารางธาตุในปัจจุบันจัดธาตุเป็นหมู่และเป็นคาบโดยอาศัยสมบัติบางประการที่คล้ายกัน สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบซึ่งได้แก่ ขนาดอะตอม รัศมีไอออน พลังงาน ไอออไนเซชัน อิเล็กโทรเนกาติวิตี สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน จุดหลอมเหลวและจุดเดือด และเลขออกซิเดชันสมบัติดังกล่าวนี้จะมีแนวโน้มเป็นอย่างไรศึกษาได้ดังนี้

1.2.2.1 ขนาดอะตอม
          ตามแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก อิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสจะเคลื่อนที่ตลอดเวลาด้วยความเร็วสูงและไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนรวมทั้งไม่สามารถกำหนดขอบเขตที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้ นอกจากนี้อะตอมโดยทั่วไปไม่อยู่เป็นอะตอมเดี่ยวแต่จะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมไว้ด้วยกัน จึงเป็นเรื่องยากที่จะวัดขนาดของอะตอมที่อยู่ในภาวะอิสระหรือเป็นอะตอมเดี่ยวในทางปฏิบัติจึงบอกขนาดอะตอมด้วยรัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกันรัศมีอะตอมมีหลายแบบซึ่งขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม ดังตัวอย่าง
          รัศมีโคเวเลนต์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์* ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน ตัวอย่างรัศมีโคเวเลนต์ของไฮโดรเจนและคลอรีนแสดงได้ดังนี้
                   ความยาวพันธะ H - H           =   74 pm
                    รัศมีโคเวเลนต์ของ H             = $\displaystyle \frac{{74}}{2}$         = 37 pm
                    ความยาวพันธะ Cl - Cl           =   198 pm
                  รัศมีโคเวเลนต์ของ Cl             = $\displaystyle \frac{{198}}{2}$      = 99 pm

รูป 1.23 รัศมีอะตอมของไฮโดรเจนและคลอรีน

          ในกรณีที่เป็นพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมต่างชนิดกันเช่น $\displaystyle CCl_4$ อาจหารัศมีอะตอมของธาตุทั้งสอง ในที่นี้คือคาร์บอนกับคลอรีนและทราบรัศมีอะตอมของธาตุคลอรีนดังตัวอย่าง
          จากข้อมูลทราบว่า ความยาวพันธะ C-CI = 176 pm
                                       รัศมีอะตอมของ CI       = 99 pm
             ดังนั้น                 รัศมีอะตอมของ C        = (176-99)
                                                            = 77 pm

          รัศมีแวนเดอร์วาลส์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด ตัวอย่างรัศมีแวนเดอร์วาลส์ซึ่งหาจากอะตอมของแก๊สเฉื่อย เช่น รัศมีอะตอมของธาตุคริปทอน หรือหาจากโมเลกุลโคเวเลนต์ 2 โมเลกุลที่สัมผัสกัน เช่น โมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจน 2 โมเลกุล ดังตัวอย่าง

รูป 1.24 รัศมีแวนเดอร์วาลส์ของคริปทอนและไฮโดรเจน

                    - รัศมีโคเวเลนต์กับรัศมีแวนเดอร์วาลส์แตกต่างกันอย่างไร
                    - ขนาดอะตอมของ H ที่เป็นรัศมีโคเวเลนต์กับรัศมีแวนเดอร์วาลส์มีค่าแตกต่างกันหรือไม่ อย่างไร
          รัศมีโลหะ มีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด เช่น ธาตุแมกนีเซียม มีระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมสองอะตอมอยู่ใกล้กันที่สุดเท่ากับ 320 พิโกเมตร รัศมีอะตอมของโลหะแมกนีเซียมจึงมีค่าเท่ากับ $\displaystyle \frac{{320}}{2}$      ซึ่งเท่ากับ 160 พิโกเมตร
          การศึกษารัศมีอะตอมของธาตุ ทำให้ทราบขนาดอะตอมของธาตุและสามารถเปรียบเทียบขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันหรือหมู่เดียวกันได้ ตัวอย่างรัศมีอะตอมของธาตุในตารางธาตุ แสดงดังรูป 1.25

รูป 1.25 รัศมีอะตอม (พิโกเมตร) ของธาตุในตารางธาตุ

หมายเหตุ
          ธาตุที่เป็นโลหะแสดงด้วยค่ารัศมีโลหะ ธาตุอโลหะเป็นรัศมีโคเวแลนต์ ส่วนธาตุหมู่ VIIA เป็นรัศมีแวนเดอร์วาลส์
          เมื่อพิจารณาขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกัน พบว่าขนาดอะตอมมีแนวโน้มลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น อธิบายได้ว่าเนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสแตกต่างกัน ธาตุที่มีจำนวนโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนด้วยแรงที่มากกว่าธาตุที่มีจำนวนโปรตอนน้อย เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่าทำให้อะตอมมีขนาดเล็กลง
          ส่วนธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสและจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นด้วย อิเล็กตรอนที่อยู่ชั้นในจึงเป็นคล้ายฉากกั้นแรงดึงดูดระหว่างโปรตอนในนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอน ทำให้แรงดึงดูดต่อเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อย เป็นผลให้ธาตุในหมู่เดียวกันมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม แสดงว่าการเพิ่มจำนวนระดับพลังงานมีผลต่อขนาดอะตอมมากกว่าการเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส
1.2.2.2 รัศมีไอออน
          อะตอมซึ่งมีจำนวนโปรตอนเท่ากับอิเล็กตรอน เมื่อรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาหรือเสียอิเล็กตรอนออกไปอะตอมจะกลายเป็นไอออน นักเรียนคิดว่าขนาดของไอออนกับขนาดอะตอมของธาตุเดียวกันจะแตกต่างกันหรือไม่
          การบอกขนาดของไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม กล่าวคือจะบอกเป็นค่ารัศมีไอออน ซึ่งพิจารณาจากระยะระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผนึก ตัวอย่างรัศมีไอออนของ $\displaystyle Mg^{2 + }$ และ $\displaystyle O^{2 - }$    ในสารประกอบ MgO แสดงดังรูป 1.26

รูป 1.26 รัศมีไอออนของ $\displaystyle Mg^{2 + }$ และ $\displaystyle O^{2 - }$

รูป 1.27 เปรียบเทียบขนาดอะตอมกับไอออน

- ขนาดของ Mg กับ $\displaystyle Mg^{2 + }$ และ O กับ $\displaystyle O^{2 - }$ แตกต่างกันอย่างไร เพราะเหตุใด

เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ อะตอมของโลหะจะเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมจึงลดลง ทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนลดลงด้วย หรือกล่าวอีกนัยหนึ่งได้ว่าแรงดึงดูดระหว่างประจุในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนจะเพิ่มมากขึ้นไอออนบวกจึงมีขนาดเล็กกว่าอะตอมเดิม ส่วนอะตอมของอโลหะนั้นส่วนใหญ่จะรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาและเกิดเป็นไอออนลบ เนื่องจากมีการเพิ่มขึ้นของจำนวนอิเล็กตรอนจึงทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีค่าสูงขึ้น ขอบเขตของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจะขยายออกไปจากเดิม ไอออนลบจึงมีมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมเดิม ตัวอย่างขนาดอะตอมกับขนาดไอออนของธาตุแสดงดังรูป 1.28

รูป 1.28 รัศมีอะตอมและรัศมีไอออน (พิโกเมตร) ของธาตุบางชนิด

          - ขนาดไอออนตามหมู่มีแนวโน้มอย่างไร
          - $\displaystyle Na^ +$ กับ $\displaystyle F^ -$ มีการจัดอิเล็กตรอนและขนาดไอออนแตกต่างกันหรือไม่ อย่างไร
          - $\displaystyle Na^ +$    $\displaystyle Mg^{2 + }$    และ $\displaystyle Al^{3 + }$    มีขนาดไอออนแตกต่างกันอย่างไร

          จากรูป 1.28 เมื่อพิจารณาแนวโน้มของรัศมีอะตอมและรัศมีไอออนตามหมู่ จะพบว่าหมู่ IA   IIA    IIIA และ VIIA   มีแนวโน้มเช่นเดียวกันคืออะตอมและไอออนมีขนาดเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง รัศมีไอออนบวกจะมีค่าน้อยกว่ารัศมีอะตอมแต่รัศมีไอออนลบจะมีค่ามากกว่ารัศมีอะตอมการเปรียบเทียบขนาดไอออนที่มีความหมาย จะเปรียบเทียบระหว่างไอออนที่มีการจัดอิเล็กตรอนเหมือนกันหรือมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน เช่น $\displaystyle Na^ +$ กับ $\displaystyle F^ -$ ซึ่งมี 10 อิเล็กตรอนเท่ากันและจัดอิเล็กตรอนเป็น พบว่า   $\displaystyle Na^ +$    มีขนาดไอออนเล็กกว่า $\displaystyle F^ -$ ทั้งนี้เพราะ $\displaystyle Na^ +$    มีประจุในนิวเคลียสมากกว่า $\displaystyle F^ -$ ส่วนไอออนบวกที่จัดอิเล็กตรอนเหมือนกัน ไอออนบวกที่มีประจุมากจะมีขนาดเล็กกว่าไอออนบวกที่มีประจุน้อย นั่นคือไอออน 3+ จะมีขนาดเล็กกว่า 2+ และ 1+ ตามลำดับ

1.2.2.3 พลังงานไอออไนเซชัน
          เมื่อให้พลังงานแก่อะตอมของธาตุในสถานะของเหลวหรือของแข็งในปริมาณที่มากพอ จะทำให้อะตอมเปลี่ยนสถานะเป็นแก๊สได้และถ้าให้พลังงานต่อไปอีกจนสูงเพียงพอก็จะทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมกลายเป็นไอออน พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนหลุดจากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชัน เขียนย่อเป็น IE ตัวอย่างเช่น การทำให้ไฮโดรเจนอะตอมในสถานะแก๊สกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊สเขียนแสดงได้ดังนี้

$\displaystyle H(g) \to H^ + (g) + e^ -$

          การทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของไฮโดรเจนจะต้องใช้พลังงานอย่างน้อยที่สุด $\displaystyle 2.19 x 10^{-18}$ จูลต่ออะตอมหรือ 1318 กิโลจูลต่อโมล* นั่นคือพลังงานไอออไนเซชันของไฮโดรเจนอะตอมเท่ากับ 1318 กิโลจูลต่อโมล
          ธาตุไฮโดรเจนมี 1 อิเล็กตรอน จึงมีค่าพลังงานไอออไนเซชันเพียงค่าเดียว ถ้าเป็นธาตุที่มีหลายอิเล็กตรอนก็จะมีพลังงานไอออไนเซชันหลายค่า พลังงานน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดออกจากอะตอมที่อยู่ในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่หนึ่ง เขียนย่อเป็น $\displaystyle IE_1$ พลังงานที่ทำให้อิเล็กตรอนในลำดับต่อๆ มาหลุดออกจากอะตอมก็จะเรียกว่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 2 3 ... และเขียนย่อเป็น $\displaystyle IE_2 IE_3$ ....ตัวอย่างเช่น ธาตุโบรอนมี 5 อิเล็กตรอนจึงมีพลังงานไอออไนเซชัน 5 ค่า เขียนแสดงได้ดังนี้
                                   $\displaystyle B(g) \to B^ + (g) + e^ -$ ; $\displaystyle IE_1$      ; $\displaystyle IE_1$      = 807      kJ/mol
                                   $\displaystyle B^ + (g) \to B^{2 + } (g) + e^ -$ ; $\displaystyle IE_2$          a ; $\displaystyle IE_2$          = 2433    kJ/mol
                                   $\displaystyle B^{2 + } (g) \to B^{3 + } (g) + e^ -$ ; $\displaystyle IE_3$      = 3666    kJ/mol
                                   $\displaystyle B^{3 + } (g) \to B^{4 + } (g) + e^ -$ ; $\displaystyle IE_4$           = 25033 kJ/mol
                                   $\displaystyle B^{4 + } (g) \to B^{5 + } (g) + e^ -$ ; $\displaystyle IE_5$           = 32834 kJ/mol

           - เพราะเหตุใด $\displaystyle IE_3$ กับ $\displaystyle IE_4$ ของธาตุโบรอนจึงมีค่าแตกต่างกันมาก

          สำหรับพลังงานไอออไนเซชันของธาตุ 20 ธาตุแรกเรียงตามเลขอะตอมแสดงไว้ในตาราง 1.7
          นักเรียนคิดว่าค่าพลังงานไอออไนเซชันของธาตุใช้เป็นข้อมูลสำหรับการจัดกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสของแต่ละธาตุได้หรือไม่ อย่างไร
          เมื่อนำข้อมูลจากตาราง 1.7 มาเขียนกราฟแสดงความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานไอออไนเซชันลำดับต่างๆ ของแต่ละธาตุกับลำดับที่ของพลังงานไอออไนเซชัน โดยให้แกนนอนเป็นลำดับที่ของพลังงานไอออไนเซชันและแกนตั้งเป็นพลังงานไอออไนเซชัน จากกราฟที่ได้จะช่วยให้ทราบว่าอะตอมนั้นมีอิเล็กตรอนกี่กลุ่มหรือระดับพลังงานและแต่ละระดับพลังงานมีจำนวนเท่าใด ดังตัวอย่างในตาราง 1.4
ตาราง 1.7 พลังงานไอออไนเซชันของธาตุ 20 ธาตุแรกเรียงตามเลขอะตอม

        1. G.H.Aylward. T.J.V. Findlay, S.I Chemical : Data (5th edition. 1994) p. 126 John Wiley & Sons Australia, Ltd.
        2. ตัวเลขทางด้านขวาของขั้นบันได เป็นค่า IE ของการทำให้อิเล็กตรอนวงในหลุดออกจากอะตอม

          การเปรียบเทียบพลังงานไอออไนเซชันของธาตุจะใช้เฉพาะค่า   $\displaystyle IE_1$ ซึ่งเมื่อนำค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุบางธาตุในตารางธาตุมาแสดงจะได้ดังนี้

รูป 1.29 ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุในตารางธาตุ

           - จากรูป 1.29 สามารถสรุปแนวโน้มค่า $\displaystyle IE_1$ ของธาตุตามหมู่และตามคาบได้อย่างไร

          เมื่อพิจารณาพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุตามคาบ พบว่ามีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมเนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและมีขนาดอะตอมเล็กลง แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเพิ่มมากขึ้น อิเล็กตรอนจึงหลุดออกจากอะตอมได้ยาก
         ส่วนพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุตามหมู่มีแนวโน้มลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากระยะระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ทำให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนลดลงอิเล็กตรอนจึงหลุดจากอะตอมได้ง่ายขึ้น

แบบฝึกหัด 1.4
1. จงเปรียบเทียบรัศมีอะตอมของธาตุต่อไปนี้ ธาตุใดมีขนาดใหญ่กว่า
          ก. K กับ Ca
          ข. F กับ Na
          ค. Mg กับ Ca
          ง. Rb กับ Cs
          จ. Ca กับ Sr
          ฉ. S กับ C
          ช. N กับ P
          ซ. B กับ C
          ฌ. CI กับ O

2. จงเปรียบเทียบรัศมีไอออนของไอออนต่อไปนี้ ไอออนของธาตุใดมีขนาดใหญ่กว่า
          ก. $\displaystyle Mg^{2 + }$ กับ $\displaystyle Ca^{2 + }$
          ข. $\displaystyle S^{2 - }$ กับ $\displaystyle Cl^ -$
          ค. $\displaystyle F^ -$ กับ $\displaystyle Na^ +$
          ง. $\displaystyle Ca^{2 + }$ กับ $\displaystyle Al^{3 + }$

จงพิจารณาข้อมูลในตารางและตอบคำถามต่อไปนี้
           ก. ธาตุใดมีแนวโน้มสูงสุดที่จะเกิดเป็นไอออนซึ่งมีประจุ +1
           ข. ธาตุใดน่าจะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน

4. ธาตุ X และ Y มีเลขอะตอม 37 และ 38 ตามลำดับ จงเปรียบเทียบสมบัติต่อไปนี้พร้อมทั้งให้เหตุผลประกอบ
           ก. ขนาดอะตอม
                      ข. พลังงานไอออไนเซชัน

1.2.2.4 อิเล็กโทรเนกาติวิตี

         เมื่ออะตอมของธาตุต่างชนิดรวมตัวเป็นโมเลกุลโดยใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน นิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันด้วยแรงที่ต่างกัน ทำให้อะตอมที่สามารถดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าเกิดสภาพอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างเป็นลบ ส่วนอะตอมที่ดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยกว่าจะเกิดสภาพอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างเป็นบวก ความสามารถของอะตอมในการดึงดูดอิเล็กตรอนในโมเลกุลของสารเรียกว่า อิเล็กโทรเนกาติวิตี เขียนย่อเป็น EN ตัวอย่างเช่น ในโมเลกุล HCI เนื่องจาก CI ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H ดังนั้น CI จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า H ในโมเลกุล $\displaystyle OF_2$ เนื่องจาก F ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่า O ดังนั้น F จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาวิตีสูงกว่า O แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุเป็นดังนี้

รูป 1.30 ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุ

          เมื่อพิจารณาค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในคาบเดียวกัน พบว่ามีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม เนื่องจากในคาบเดียวกันอะตอมของธาตุหมู่ IA ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนตามคาบจึงเพิ่มขึ้นจากหมู่ IA ไปหมู่ VIIA ดังนั้นในคาบเดียวกันธาตุหมู่ IA จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำที่สุดส่วนธาตุหมู่ VIIA มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด
          ธาตุในหมู่เดียวกันมีแนวโน้มของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากขนาดของอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามหมู่ เป็นผลให้ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนลดลงตามหมู่ด้วย
1.2.2.5 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน
          สมบัติของอะตอมอีกประการหนึ่งคือ อะตอมของธาตุส่วนใหญ่สามารถรับอิเล็กตรอนเพิ่มได้อย่างน้อย 1 อิเล็กตรอน ความสามารถในการับอิเล็กตรอนแสดงได้ด้วย ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน เขียนย่อเป็น EA ซึ่งเป็นพลังงานที่เปลี่ยนแปลงเมื่ออะตอมในสถานะแก๊สได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน เขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงได้ดังนี้

$\displaystyle A(g) + e^ -\to A^ -(g)$ + พลังงาน

          เนื่องจากมีการคายพลังงานออกมา EA จึงมีค่าเป็นลบ และถ้า EA มีค่าเป็นลบมากแสดงว่าอะตอมของธาตุนั้นมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนเข้ามาได้ดี ความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของแต่ละธาตุมีความแตกต่างกัน ดังตัวอย่าง
                                               $\displaystyle F(g) + e^- \to F^ -(g)$     มีค่า EA = -333 kJ/mol
            $\displaystyle O(g) + e^ - \to O^ -(g)$     มีค่า EA = -142 kJ/mol
            $\displaystyle P(g) + e^ - \to P^ -(g)$      มีค่า EA = -74 kJ/mol

          จากตัวอย่างแสดงว่า อะตอม F มีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนสูงกว่า O และ P ตามลำดับ เมื่ออะตอมของธาตุรับ 1 อิเล็กตรอนแล้ว การับอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นอีก 1 อิเล็กตรอนจึงรับได้ยากขึ้น ดังนั้นอิเล็กตรอนจึงรับได้ยากขึ้น ดังนั้น EA จึงมีค่าสูงขึ้นจนเป็นค่าบวกได้ เช่น
                      $\displaystyle O^- (g) + e^ - \to O^{2 - } (g)$    มีค่า EA = 780 kJ/mol
          เนื่องจากธาตุโลหะมีแนวโน้มสูงมากที่จะเสียอิเล็กตรอน โดยทั่วไปค่า EA ของธาตุโลหะจึงมีค่าเป็นลบน้อยๆ ถึงค่าบวกน้อยๆ ตัวอย่างค่า EA ของธาตุบางธาตุแสดงดังรูป 1.31

รูป 1.31 ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของธาตุในตารางธาตุ

           - จากรูป 1.31 สามารถสรุปแนวโน้มค่า EA ของธาตุหมู่และตามคาบได้อย่างไร

          ในรูป 1.31 เมื่อพิจารณาธาตุตามคาบพบว่าค่า EA ของธาตุในหมู่ IA   IIA และ IIIA มีค่าเป็นลบน้อยกว่าธาตุที่อยู่ทางขวามือ ซึ่งแปลความหมายได้ว่าธาตุในหมู่ดังกล่าวมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนน้อยมาก โดยเฉพาะธาตุในหมู่ IIA ซึ่งมีค่านี้สูงที่สุด แสดงว่ารับอิเล็กตรอนยากที่สุด ส่วนธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA มีแนวโน้มสูงที่จะรับอิเล็กตรอน โดยเฉพาะหมู่ VIIA ซึ่งชอบรับอิเล็กตรอนสูงที่สุด การรับ 1 อิเล็กตรอนของธาตุในหมู่นี้จะทำให้อะตอมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยที่อยู่หมู่ถัดไปซึ่งมีความเสถียรมาก EA จึงมีค่าเป็นลบมาก
           1.2.2.6 จุดหลอมเหลวและจุดเดือด
          อนุภาคของสารที่อยู่รวมกันจะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างกัน การแยกอนุภาคของสารออกจากกันอาจใช้วิธีให้ความร้อนแก่สารจนมีอุณหภูมิสูงถึงจุดหลอมเหลวหรือจุดเดือด พลังงานความร้อนที่ใช้จะมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับขนาด (หรือความแข็งแรง) ของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคในสารนั้น สารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมากจะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงด้วย ตัวอย่างจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA-VIIA แสดงดังรูป 1.32

รูป 1.32 จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุในตารางธาตุ

          เมื่อพิจารณาธาตุตามคาบ พบว่าจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของธาตุในหมู่ IA   IIA IIIA และ IVA มีแนวโน้มสูงขึ้นตามลำดับ โดยเฉพาะหมู่ IVA จะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงที่สุด ส่วนหมู่ VA   VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ การที่จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA   IIA   และ IIIA ที่อยู่ในคาบเดียวกันมีแนวโน้มสูงขึ้นตามเลขอะตอม อธิบายได้ว่าเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นอะตอมจะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้นรวมทั้งมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อิสระแข็งแรงขึ้น ส่วนธาตุหมู่ IVA บางธาตุมีโครงสร้างเป็นโครงผลึกร่างตาข่ายจึงทำให้จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีค่าสูงขึ้น สำหรับธาตุหมู่ VA   VIA   VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำและมีค่าใกล้เคียงกัน เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของธาตุกลุ่มนี้มีค่าต่ำมาก
          เมื่อพิจารณาธาตุตามหมู่ พบว่าจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA   IIA และ IIIA ส่วนใหญ่มีค่าลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ส่วนธาตุหมู่ VA   VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากการมีมวลอะตอมเพิ่มขึ้น ทำให้แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลมีค่ามากขึ้น สำหรับจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IVA มีแนวโน้มที่ไม่ชัดเจน เนื่องจากธาตุในหมู่นี้มีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมแตกต่างกันจึงไม่สามารถสรุปเป็นแนวโน้มได้
           1.2.2.7 เลขออกซิเดชัน
          นักเรียนได้ศึกษามาแล้วว่าสารประกอบเกิดจากการรวมตัวของธาตุตั้งแต่ 2 ธาตุขึ้นไป สำหรับธาตุที่มีพลังงานไอออไนเซชันแตกต่างกันมากอะตอมของธาตุจะมีการให้และรับอิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวกกับลบยึดเหนี่ยวกันไว้ ในกรณีที่ธาตุทั้งคู่มีค่าพลังงานไอออไนเซชันสูงมากและธาตุหนึ่งมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าอีกธาตุหนึ่ง อะตอมของธาตุทั้งสองจะใช้อิเล็กตรอนร่วมกันและเกิดอำนาจไฟฟ้าบวกกับลบได้ นักเคมีได้กำหนดเลขออกซิเดชันขึ้นเพื่อแสดงถึงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุขึ้น เช่น โซเดียมคลอไรด์ประกอบด้วยโซเดียมไอออน $\displaystyle (Na^ + )$ ที่มีประจุไฟฟ้า +1 และคลอไรด์ไอออน $\displaystyle (Cl^ - )$ ที่มีประจุไฟฟ้า -1 จึงกำหนดให้โซเดียมมีเลขออกซิเดชัน +1 และคลอรีนมีเลขออกซิเดชัน -1 แก๊สไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCI) 1 โมเลกุล ประกอบด้วยไฮโดรเจน 1 อะตอมกับคลอรีน 1 อะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 1 คู่ แต่เนื่องจากคลอรีนมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าไฮโดรเจน อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันจึงถูกดึงดูดเข้าใกล้นิวเคลียสของคลอรีนทำให้คลอรีนแสดงอำนาจไฟฟ้าลบ ส่วนไฮโดรเจนแสดงอำนาจไฟฟ้าบวก จึงกำหนดเลขออกซิเดชันของคลอรีนให้มีค่าเท่ากับ -1 และไฮโดรเจนเท่ากับ +1 การกำหนดว่าธาตุต่างๆ จะมีเลขออกซิเดชันเป็นเท่าใด ให้เป็นไปตามเกณฑ์การกำหนดเลขออกซิเดชันของธาตุดังนี้
          1. ธาตุอิสระทุกชนิดที่อยู่ในรูปอะตอมหรือโมเลกุลมีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ เช่น Ca   Na Zn He $\displaystyle O_2$ $\displaystyle P_4$ และ $\displaystyle S_8$
          2. ออกซิเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน -2 ยกเว้นในสารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น $\displaystyle H_2 O_2$ $\displaystyle BaO_2$ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1 สารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น $\displaystyle KO_2$ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1/2 และสารประกอบ tex]OF_2[/tex] ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน +2
          3. ไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน +1 ยกเว้นในสารประกอบไฮโดรด์ของโลหะ เช่น NaH หรือ CaH_2 ไฮโดรเจนมีเลขออกซิเดชัน -1
          4. ไอออนของธาตุมีเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น $\displaystyle H^ +$ มีเลขออกซิเดชัน +1 $\displaystyle Mg^{2 + }$ มีเลขออกซิเดชัน +2 หรือ $\displaystyle Cl^ -$ มีเลขออกซิเดชัน -1
         5. ไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่าหนึ่งชนิดผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมจะเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น $\displaystyle SO_4 ^{2 - }$ มีประจุ -2 ผลรวมของเลขออกซิเดชัน ของ $\displaystyle SO_4 ^{2 - }$ จึงเท่ากับ -2
          6. ในสารประกอบใดๆ ผลรวมของเลขออกซิเดชันจะเท่ากับศูนย์ เช่น ในสารประกอบ MgO เลขออกซิเดชันของแมกนีเซียมเท่ากับ +2 และออกซิเจน เท่ากับ -2 ผลรวมของเลขออกซิเดชันจึงมีค่าเท่ากับศูนย์
          จากเกณฑ์ที่กำหนดสามารถนำมาใช้ในการคำนวณหาเลขออกซิเดชันของธาตุได้ดังตัวอย่างต่อไปนี้

           ตัวอย่าง 1 จงหาเลขออกซิเดชันของ Mn ในเปอร์แมงกาเนตไอออน $\displaystyle (MnO_4 ^ - )$
          สมมติให้เลขออกซิเดชันของ Mn           = a
          เลขออกซิเดชันของ O                            = -2
          ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดใน $\displaystyle MnO_4 ^ -$ เท่ากับประจุของไอออน
          ดังนั้น a+(-2x4)         = -1
                      a-8                  = -1
                      a                      = -1 + 8
                                              = +7
          เลขออกซิเดชันของ Mn ใน $\displaystyle MnO_4 ^ -$ มีค่า +7

           ตัวอย่าง 2 จงหาเลขออกซิเดชันของ S ในสารประกอบ $\displaystyle K_2 SO_4$     $\displaystyle SO_2$    $\displaystyle SO_3$ และ $\displaystyle H_2 S$
          สารประกอบ $\displaystyle K_2 SO_4$     ประกอบด้วย K 2 อะตอม S 1อะตอม และ O 4 อะตอม
          สมมติให้เลขออกซิเดชันของ S       = a
          เลขออกซิเดชันของ K                     = +1
          เลขออกซิเดชันของ O                     = -2
           ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดใน $\displaystyle K_2 SO_4$     = 0
          ดังนั้น (+1 x 2) - a + (-2 x 4)   = 0
                      + 2 + a + (-8)      = 0
                                         a       = +8 -2
                                                  = +6
          เลขออกซิเดชันของ S ใน $\displaystyle K_2 SO_4$     มีค่า+6

          สารประกอบ $\displaystyle SO_2$    ประกอบด้วย S 1 อะตอม และ O 2 อะตอม
          สมมติให้เลขออกซิเดชันของ S     = a
          เลขออกซิเดชันของ O                 = -2
          ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดใน $\displaystyle SO_2$    = 0
          ดังนั้น          a + (-2 x 2)     = 0
                                  a + (-4)       = 0
                                          a         = +4
          เลขออกซิเดชันของ S ใน $\displaystyle SO_2$    มีค่า +4

          สารประกอบ $\displaystyle SO_3$    ประกอบด้วย S 1 อะตอม และ O 3 อะตอม
          สมมติให้เลขออกซิเดชันของ S     = a
          เลขออกซิเดชันของ O                  = -2
          ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดใน $\displaystyle SO_3$    ช 0
          ดังนั้น                        a + (-2 x 3)     = 0
                                                   a + (-6)     = 0
                                                             a      = +6
          เลขออกซิเดชันของ S ใน $\displaystyle SO_3$    มีค่า +6
           สารประกอบ $\displaystyle H_2 S$ ประกอบด้วย H 2 อะตอม และ S 1 อะตอม
           สมมติให้เลขออกซิเดชันของ S     = a
           เลขออกซิเดชันของ H                  = +1
           ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดใน $\displaystyle H_2 S = 0$
           ดังนั้น             (+1 x 2) + a     = 0
                                         +2 + a      = 0
                                                   a      = -2
          เลขออกซิเดชันของ S ใน $\displaystyle H_2 S$ มีค่า -2
          จากตัวอย่าง นักเรียนจะพบว่าธาตุกำมะถันในสารประกอบต่างชนิดกันอาจมีเลขออกซิเดนชันแตกต่างกันได้แสดงว่าธาตุกำมะถันมีเลขออกซิเดชันได้หลายค่า นักเรียนคิดว่ายังมีธาตุอื่นอีกหรือไม่ที่มีเลขออกซิเดชันได้หลายค่าให้พิจารณาสารประกอบในตางราง 1.8

          เมื่อหาเลขออกซิเดชันของธาตุจากสูตรสารประกอบในตาราง 1.8 จะพบว่าธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA มีเลขออกซิเดชันเพียงค่าเดียวคือ +1 +2 และ +3 ตามลำดับ ส่วนธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA บางชนิดมีเลขออกซิเดชันหลายค่า เช่น คาร์บอนมีเลขออกซิเดชัน -4 +2 และ +4 ไนโตรเจนมีเลขออกซิเดชัน -3   +1   +2   +3   +4 และ +5 คลอรีนมีเลขออกซิเดชัน -1 +1 +3 +5 และ +7 อย่างไรก็ตามมีสิ่งเหมือนกันประกานหนึ่งคือธาตุเหล่านั้น (ยกเว้นฟลูออรีน) มีเลขออกซิเดชันค่าสูงสุดได้เท่ากับเลขหมู่หรือเท่ากับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตัวอย่างเลขออกซิเดชันของธาตุศึกษาได้ดังรูป 1.33

รูป 1.33 ตัวอย่างเลขออกซิเดชันต่างๆ ของธาตุ

สมบัติต่างๆ ของธาตุในตารางธาตุที่ได้ศึกษามาแล้วจะพบว่าส่วนใหญ่มีการเปลี่ยนแปลงค่อนข้างสม่ำเสมอทำให้สามารถทำนายแนวโน้มสมบัติของธาตุในตารางธาตุได้นอกจากนี้ยังมีสมบัติอื่นๆ ของธาตุอีกหลายประการซึ่งต้องพิจารณาจากการเกิดสารประกอบ สมบัติดังกล่าวนั้นจะได้ศึกษารายละเอียดในบทต่อไป

แบบฝึกหัดท้ายบท
1. จงคำนวณหาความยาวคลื่นและความถี่ของคลื่นต่อไปนี้
           ก. ความยาวคลื่นของแสงที่มีความถี่ $\displaystyle 3x10^{15} Hz$
           ข. ความถี่ของแสงที่มีความยาวคลื่น 200 nm

2. แบเรียมอะตอมเปล่งแสงสีเขียวซึ่งมีความยาวคลื่น 554 nm จงหาความถี่และพลังงานของแสงนี้

3. ธาตุฮีเลียมมี 2 อิเล็กตรอนน และมีค่า $\displaystyle IE_1$ เท่ากับ 2.379 MJ/mol ธาตุโพแทสเซียมมี 19 อิเล็กตรอน และมีค่า $\displaystyle IE_1$    เท่ากับ 0.425 MJ/mol เพราะเหตุใด $\displaystyle IE_1$    ของธาตุฮีเลียมจึงมีค่าสูงกว่าโพแทสเซียม

4. ธาตุ X มีเลขมวล 40 และมี 20 นิวตรอน ระดับพลังงานสูงสุดคือ n = 4 และมี 2 เวเลนซ์อิเล็กตรอน
           ก. จงแสดงการจัดอิเล็กตรอนของธาตุ X
           ข. ธาตุ X ควรอยู่ในหมู่และคาบที่เท่าใด

5. แนวโน้มของค่า $\displaystyle IE_1$ ของธาตุ K   Rb และ Cs ซึ่งมีเลขอะตอม 19   37 และ 55 ตามลำดับ ควรเป็นอย่างไร

6. จงแสดงการจัดอิเล็กตรอนของธาตุ $\displaystyle {}_{30}^{65} Zn$     $\displaystyle {}_{35}^{70} Br$     $\displaystyle {}_{53}^{127} I$    และระบุว่าธาตุเหล่านี้มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่าใด อยู่ในหมู่และคาบใดในตารางธาตุ

7. เพราะเหตุใด    $\displaystyle Cl^ -$    จึงมีขนาดใหญ่กว่า Cl

8. ในปี ค.ศ. 1885 ได้มีการค้นพบธาตุที่หายาก ได้แก่ Praseodymium (Z = 90) และ Neodymium (Z = 60) นักเรียนคิดว่าธาตุใดที่น่าจะมี $\displaystyle IE_1$ สูงกว่ากัน เพราะเหตุใด

9. จงอธิบายว่าเหตุใด Mg จึงมีค่า $\displaystyle IE_1$ มากกว่า $\displaystyle IE_1$ ของ Al ซึ่งโดยปกติค่า IE จะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

10. เพราะเหตุใดแนวโน้มของจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ VIIIA จึงเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง

11. ออกซิเจนกับกำมะถันเป็นธาตุหมู่ VIA อยู่ในคาบที่ 2 และคาบที่ 3 ตามลำดับ เหตุใดจุดหลอมเหลวของธาตุคู่นี้จึงแตกต่างกันมาก

12. เพราะเหตุใดธาตุซิลิคอนจึงมีจุดหลอมเหลวสูงเป็นพิเศษ เมื่อเทียบกับธาตุอื่นในคาบเดียวกัน

13. ธาตุ X Y และ Z เป็นธาตุหมู่ IA   IIA และ VIIA ตามลำดับ และอยู่ในคาบเดียวกันจงเปรียบเทียบสมบัติต่อไปนี้
           ก. จุดหลอมเหลว
           ข. พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1
           ค. อิเล็กโทรเนกาติวิตี

14. A B C D E และ F เป็นธาตุสมมติที่อยู่ในหมู่เดียวกันเรียงลำดับจากบนลงล่างจงทำนายสมบัติของธาตุดังต่อไปนี้
           ก. ธาตุใดควรมีขนาดอะตอมเล็กที่สุด
           ข. ธาตุใดควรมีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด
           ค. ธาตุ E ควรมีพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 สูงหรือต่ำกว่าธาตุ F

15. ในสารประกอบหรือไอออนต่อไปนี้ ธาตุใดมีเลขออกซิเดชันสูงที่สุด $\displaystyle ClO_4 ^ -$    $\displaystyle NH_4 OH$    $\displaystyle HNO_4$    $\displaystyle H_3 PO_4$    $\displaystyle S_4 O_6 ^{2 - }$
16. ธาตุหรือหมู่ธาตุในสารประกอบหรือไอออนใด มีเลขออกซิเดชันเป็นศูนย์ $\displaystyle P_4 O_{10}$    $\displaystyle S^{2 - }$    $\displaystyle Cu(NH_3 )_4 SO_4$    $\displaystyle P_4$    $\displaystyle Fe_2 O_3$    $\displaystyle NO_2 ^ -$    $\displaystyle \left[ {Fe(CN)_3 } \right]^{3 - }$
17. เลขออกซิเดชันของออกซิเจนในสารต่อไปนี้มีค่าเท่าใด   $\displaystyle OF_2$    MgO   $\displaystyle Na_2 O_2$    $\displaystyle RbO_2$    $\displaystyle O_3$

บทเรียนที่เกี่ยวข้อง

	แบบจำลองอะตอม
	ตารางธาตุ