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 |
ตารางธาตุดังรูป 2.19 แบ่งธาตุในแนวตั้งเป็น 18 แถว โดยเรียกแถวในแนวตั้งว่า หมู่ (group) และแบ่งธาตุในแนวนอนเป็น 7 แถว เรียกแถวในแนวนอนว่า คาบ (period) ซึ่งแต่ละคาบจัดเรียง ธาตุตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามลำ ดับ จำ นวนธาตุในแต่ละคาบเป็นดังนี้คาบที่ 1 มี 2 ธาตุ
คาบที่ 2 และ 3 มีคาบละ 8 ธาตุ คาบที่ 4 และ 5 มีคาบละ 18 ธาตุ คาบที่ 6 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม กลุ่มแรกมี17 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn กลุ่มที่สองมี15 ธาตุ คือ La ถึง Lu คาบที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม เช่นเดียวกัน โดยกลุ่มแรกมี17 ธาตุคือ Fr ถึง Og กลุ่มที่สองมี15 ธาตุคือ Ac ถึง Lr
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
ถ้าแบ่งกลุ่มธาตุในตารางธาตุโดยพิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัล s p d และ f ที่มีพลังงานสูงสุดและมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ จะแบ่งธาตุได้เป็น 4 กลุ่มใหญ่คือ ธาตุกลุ่ม s ได้แก่ธาตุ ในหมู่ 1 และ 2 ธาตุกลุ่ม p ได้แก่ ธาตุในหมู่ 13 ถึง 18 (ยกเว้น He) ธาตุกลุ่ม d ได้แก่ ธาตุในหมู่ 3 ถึง 12 ส่วนธาตุในกลุ่ม f ได้แก่ กลุ่มธาตุที่อยู่ด้านล่างของตารางธาตุที่แยกมาจากหมู่ 3 คาบที่ 6 และ 7 ดังรูป 2.20
 |
| รูป 2.20 ตำ แหน่งของธาตุตามระดับพลังงานย่อย |
ธาตุกลุ่ม s และกลุ่ม p เรียกรวมกันว่า ธาตุกลุ่ม A ซึ่งเป็นกลุ่มของธาตุเรพรีเซนเททีฟ (representative element) หรืออาจเรียกว่ากลุ่มธาตุหมู่หลัก (main group element) เมื่อ พิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุกลุ่ม A พบว่าธาตุในแนวตั้งที่อยู่ในกลุ่ม A จะมีเวเลนซ์ อิเล็กตรอนเท่ากันและจำ นวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะตรงกับเลขหมู่ สำ หรับธาตุตามแนวนอนที่อยู่ใน คาบเดียวกัน พบว่ามีจำ นวนระดับพลังงานเท่ากัน และจำ นวนระดับพลังงานจะตรงกับเลขที่คาบ เช่น ธาตุNa มีเลขอะตอมเท่ากับ 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ ซึ่งมีจำ นวนอิเล็กตรอนใน แต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 1 ดังนั้น Na จึงอยู่ในหมู่ IA เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 และอยู่ ในคาบที่ 3 เพราะมีจำ นวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 3
ธาตุ Br มีเลขอะตอม 35 จัดอิเล็กตรอนเป็น 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ จึงมีจำ นวน อิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 18 7 ดังนั้น Br จึงอยู่ในหมู่ VIIA เพราะมีเวเลนซ์ อิเล็กตรอนเท่ากับ 7 และอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจำ นวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 4
ธาตุบางหมู่มีการกำ หนดชื่อที่เป็นสากล เช่น หมู่ IA (1) มีชื่อเรียกว่า โลหะแอลคาไล (alkali metal) ธาตุหมู่ IIA (2) เรียกว่า โลหะแอลคาไลน์เอิร์ท (alkaline earth metal) ธาตุหมู่ VIIA (17) เรียกว่า ธาตุแฮโลเจน (halogen) และหมู่ VIIIA (18) (ยกเว้น Og) เรียกว่า แก๊สมีสกุล (noble gas)
ธาตุกลุ่ม d และ f เรียกรวมกันว่าธาตุกลุ่ม B หรือ กลุ่มธาตุแทรนซิชัน (transition element) ซึ่งแบ่งเป็น ธาตุแทรนซิชันชั้นนอก (outer transition) ได้แก่ธาตุกลุ่ม d และ ธาตุแทรนซิชันชั้นใน (inner transition) ได้แก่ธาตุกลุ่ม f โดยธาตุกลุ่ม f ยังสามารถแบ่งได้เป็น 2 กลุ่มย่อย กลุ่มแรกอยู่ คาบที่ 6 และมีเลขอะตอมตั้งแต่ 57–71 (La–Lu) เรียกกลุ่มนี้ว่ากลุ่มธาตุแลนทานอยด์(lanthanoid) กลุ่มที่สองอยู่คาบที่ 7 และมีเลขอะตอมตั้งแต่ 89–103 (Ac–Lr) เรียกกลุ่มนี้ว่ากลุ่มธาตุแอกทินอยด์ (actinoid) เมื่อพิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุแทรนซิชัน พบว่าจำ นวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน ส่วนใหญ่เท่ากับ 2 เมื่อพิจารณาธาตุกลุ่มนี้ตามแนวนอนพบว่าจำ นวนระดับพลังงานจะตรงกับเลขที่ คาบเช่นเดียวกับธาตุในกลุ่มธาตุหมู่หลัก
จากการศึกษาการจัดเรียงธาตุในตารางธาตุ ช่วยให้ทราบว่าตารางธาตุในปัจจุบันจัดธาตุเป็น หมู่และคาบโดยอาศัยสมบัติบางประการที่คล้ายกัน สมบัติของธาตุหมู่หลักตามหมู่และตามคาบซึ่ง ได้แก่ขนาดอะตอม รัศมีไอออน พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโทรเนกาติวิตี สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน มีแนวโน้มเป็นดังนี้
2.4.3 ขนาดอะตอม
ตามแบบจำ ลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก อิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสจะเคลื่อนที่ตลอดเวลา ด้วยความเร็วสูงและไม่สามารถบอกตำ แหน่งที่แน่นอนรวมทั้งไม่สามารถกำ หนดขอบเขตที่แน่นอน ของอิเล็กตรอนได้ นอกจากนี้อะตอมโดยทั่วไปไม่อยู่เป็นอะตอมเดี่ยวแต่จะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อะตอมไว้ด้วยกัน จึงเป็นเรื่องยากที่จะวัดขนาดอะตอม (atomic radius) ที่อยู่ในภาวะอิสระหรือเป็นอะตอมเดี่ยว ในทางปฏิบัติจึงบอกขนาดอะตอมด้วย รัศมีอะตอม (atomic radius) ซึ่งกำ หนดให้ มีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม ไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน
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
การทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของไฮโดรเจนจะต้องใช้พลังงานอย่างน้อยที่สุด 1318 กิโลจูลต่อโมล นั่นคือพลังงานไอออไนเซชันของไฮโดรเจนอะตอมเท่ากับ 1318 กิโลจูลต่อโมล
ธาตุไฮโดรเจนมี 1 อิเล็กตรอน จึงมีค่าพลังงานไอออไนเซชันเพียงค่าเดียว ถ้าเป็นธาตุที่มีหลาย อิเล็กตรอนก็จะมีพลังงานไอออไนเซชันหลายค่า พลังงานน้อยที่สุดที่ทำ ให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดออก
จากอะตอมที่อยู่ในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่หนึ่ง (first ionization energy) เขียนย่อเป็น IE₁ พลังงานที่ทำ ให้อิเล็กตรอนในลำ ดับต่อ ๆ มาหลุดออกจากอะตอมเรียกว่าพลังงาน ไอออไนเซชันลำ ดับที่ 2 3 … และเขียนย่อเป็น IE₂ IE₃ … ตามลำ ดับ เช่น ธาตุคาร์บอนมี6 อิเล็กตรอนจึงมีพลังงานไอออไนเซชัน 6 ค่า เขียนแสดงได้ดังต่อไปนี้
สำหรับพลังงานไอออไนเซชันของธาตุ20 ธาตุแรกเรียงตามเลขอะตอมแสดงไว้ในตาราง 2.10
 |
| ตาราง 2.10 (ขยายใหญ่เพื่อดูชัดๆ) |
เมื่อเขียนกราฟแสดงความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับต่าง ๆ ของแต่ละธาตุกับ ลำ ดับที่ของพลังงานไอออไนเซชัน โดยให้แกนนอนเป็นลำ ดับที่ของพลังงานไอออไนเซชันและแกนตั้ง เป็นพลังงานไอออไนเซชันจะได้กราฟดังรูป 2.25
 |
| รูป 2.25 |
จากกราฟทำ ให้ทราบว่าอะตอมมีจำ นวนระดับพลังงาน และจำ นวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับ พลังงานของอะตอมเท่าใด ซึ่งสอดคล้องกับตาราง 2.10 การเปรียบเทียบพลังงานไอออไนเซชันของ ธาตุจะใช้เฉพาะค่าพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 1 ซึ่งเมื่อนำ ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 1 ของธาตุบางธาตุในตารางธาตุมาแสดงจะได้ดังนี้
 |
| รูป 2.26 ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ของธาตุบางชนิด |
เมื่อพิจารณาพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 1 ของธาตุตามคาบพบว่า มีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตาม เลขอะตอม เนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมีจำ นวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและมีขนาดอะตอม เล็กลง แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเพิ่มมากขึ้น อิเล็กตรอนจึงหลุดออกจาก อะตอมได้ยาก
พลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 1 ของธาตุตามหมู่พบว่า มีแนวโน้มลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากระยะระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ทำ ให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับ เวเลนซ์อิเล็กตรอนลดลงอิเล็กตรอนจึงหลุดจากอะตอมได้ง่ายขึ้น ดังนั้นค่าพลังงานไอออไนเซชัน จึงสามารถใช้ในการพิจารณาความยากง่ายในการเกิดเป็นไอออนบวกของอะตอมธาตุแต่ละชนิด ถ้าพลังงานไอออไนเซชันมีค่าน้อย จะเกิดเป็นไอออนบวกได้ง่าย
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
ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเป็นลบแปลว่าต้องใส่พลังงานเพิ่มเข้าไปเพื่อให้รับอิเล็กตรอนได้เพิ่ม อีก 1 อิเล็กตรอน ตัวอย่าง ค่า EA ของธาตุบางธาตุแสดงดังรูป 2.27
 |
| รูป 2.27 ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของธาตุบางชนิด |
เมื่อพิจารณาตามคาบพบว่า ค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของธาตุอโลหะ (ยกเว้นธาตุหมู่VIIIA) มีค่ามากกว่าธาตุโลหะ แสดงว่าธาตุอโลหะมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุโลหะ เมื่อพิจารณา โดยภาพรวมทั้งหมดจะพบว่าธาตุหมู่ VIIA มีค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงที่สุดแสดงว่ามีแนวโน้มใน การรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุหมู่อื่น ที่เป็นเช่นนี้อาจอธิบายได้ว่าการรับ 1 อิเล็กตรอนของธาตุในหมู่ นี้จะทำ ให้อะตอมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนธาตุหมู่ VIIIA หรือแก๊สมีสกุลซึ่งมีความเสถียรมาก
2.4.7 อิเล็กโทรเนกาติวิตี
อิเล็กโทรเนกาติวิตี (electronegativity, EN) คือความสามารถของอะตอมในการดึงดูด อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันในโมเลกุลของสาร แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุเป็น ดังรูป 2.28
 |
| รูป 2.28 ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุบางชนิด |
เมื่อพิจารณาค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในคาบเดียวกันพบว่า มีแนวโน้มเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม เนื่องจากในคาบเดียวกันอะตอมของธาตุหมู่ IA มีขนาดใหญ่ที่สุด และหมู่ VIIA มีขนาดเล็กที่สุด ความ สามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนตามคาบจึงเพิ่มขึ้นจากหมู่ IA ไปหมู่ VIIA ดังนั้นในคาบเดียวกันธาตุ หมู่ IA จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ ที่สุด ส่วนธาตุหมู่ VIIA มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด ธาตุในหมู่ เดียวกันมีแนวโน้มของค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เนื่องจากขนาดของอะตอมที่ เพิ่มขึ้นเป็นผลให้นิวเคลียสดึงดูดอิเล็กตรอนลดลง
จากสมบัติต่าง ๆ ของธาตุในตารางธาตุที่ได้ศึกษามาแล้ว จะพบว่าส่วนใหญ่มีการเปลี่ยนแปลง ค่อนข้างสม่ำ เสมอทำ ให้สามารถทำ นายแนวโน้มสมบัติของธาตุในตารางธาตุได้ นอกจากนี้ยังมีสมบัติ อื่น ๆ ของธาตุอีกหลายประการซึ่งต้องพิจารณาจากการเกิดสารประกอบ สมบัติดังกล่าวนั้นจะได้ศึกษา รายละเอียดในบทต่อไป
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น