ฟิสิกส์ราชมงคล

อายุถ้ำ

ปัญหาอย่างหนึ่งที่กำลังเป็นที่สนใจของนักธรณีวิทยามากก็คือ เราจะวัดอายุของถ้ำได้อย่างไร คลิกครับ เอกสาร PDF

หนังสือ Principia

ใน Principia นิวตัน ได้อธิบายพฤติกรรมของดาวในสุริยจักรวาล ว่ามันเคลื่อนที่ได้เพราะแรงกระทำสองแรง คือ .......... คลิกครับ เอกสาร PDF

จัดทำโดย ครูจุฑามาศ วงษ์สวาท โรงเรียนพรหมานุสรณ์จังหวัดเพชรบุรี

แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

John Dalton

แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

ในปี พ.ศ. 2346 (ค.ศ. 1803) จอห์น ดอลตัน (John Dalton) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมเพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารก่อนและหลังทำปฏิกิริยา รวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบ ซึ่งสรุปได้ดังนี้

1. ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ หลายอนุภาค อนุภาคเหล่านี้เรียกว่า “อะตอม” ซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ และทำให้สูญหายไม่ได้

2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน เช่นมีมวลเท่ากัน แต่จะมีสมบัติต่างจากอะตอมของธาตุอื่น

3. สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่งชนิดทำปฏิกิริยาเคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อย ๆ

ทฤษฎีอะตอมของดอลตันใช้อธิบายลักษณะและสมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่ง แต่ต่อมานักวิทยาศาสตร์ค้นพบข้อมูลบางประการที่ไม่สอดคล้องกับทฤษฎีอะตอมของ ดอลตัน เช่น พบว่าอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจมีมวลแตกต่างกันได้ อะตอมสามารถแบ่งแยกได้

จอห์น ดาลตัน (John Dalton)

นักวิทยาศาสตร์ สาขาเคมี

จอห์น ดาลตัน : John Dalton

เกิดวันที่ 6 กันยายน ค.ศ. 1766 ที่เมืองคอกเกอร์เมาท์ ประเทศอังกฤษ (England) เสียชีวิต วันที่ 27 กรกฎาคม ค.ศ. 1844 ที่เมืองแมนเชสเตอร์ (Manchester) ประเทศอังกฤษ ผลงาน

- ทฤษฎีอะตอม (Atomic Theory)

- ค้นพบกฎความดันย่อย

- อธิบายสาเหตุของตาบอดสี

จอห์น ดาลตันเป็นนักฟิสิกส์ และนักเคมีชาวอังกฤษผู้ค้นพบทฤษฎีอะตอม ซึ่งทำให้เขามีชื่อเสียงเป็นที่รู้จักในวงการวิทยาศาสตร์มากขึ้น

จอห์น ดาลตัน เกิดเมื่อวันที่ 6 กันยายน ค.ศ. 1766 ที่เมืองคอกเกอร์เมาท์ ประเทศอังกฤษ ในครอบครัวที่ยากจน บิดาของเขาชื่อโจเซฟ จอห์น จอห์น จอห์น ดาลตัน (Joseph Dalton) มีอาชีพเป็นช่างทอผ้า เขามีความสนใจเกี่ยวกับวิทยาศาสตร์มาตั้งแต่เด็กและตั้งใจว่าเมื่อโตขึ้นจะต้องเป็นนักวิทยาศาสตร์ให้ได้ แล้วความตั้งใจของเขาก็เป็นจริง จอห์น ดาลตันเข้ารับการศึกษาขั้นต้นที่โรงเรียนของจอห์นเฟลทเชอร์ (John Fletcher) ซึ่งใช้โรงสวดที่ทำพิธีกรรมทางศาสนา เป็นสถานที่ทำการเรียนการสอนและเมื่อมีผู้ต้องการใช้โรงสวดนี้ประกอบพิธีกรรม โรงเรียนก็ต้องปิดทำการเมื่อโรงเรียนหยดจอห์น ดาลตันมักใช้เวลาไปกับการหาความรู้เพิ่มเติมในเรื่องวิทยาศาสตร์อยู่เสมอไม่เหมือนกับเด็กคนอื่นเมื่อโรงเรียนหยุดก็มักจะพากันเที่ยวเล่นอย่างสนุกสนาน

ต่อมาในปี ค.ศ. 1778 โรงเรียนแห่งนี้ต้องหยุดกิจการลง ดังนั้นจอห์น ดาลตันจึงมีความคิดที่จะเปิดโรงเรียนขึ้นบ้าง โดยใช้โรงนาเป็นสถานที่เรียนจอห์น ดาลตันเก็บค่าเรียนเป็นรายคน โดยเก็บคนละ 6 เพนนี (Penny) ต่อสัปดาห์ แต่ต่อมาไม่นานโรงเรียนของจอห์น ดาลตันก็ต้องปิดกิจการลง เนื่องจากชาวบ้านต้องการใช้สถานที่สำหรับประกอบพิธีทางศาสนา ภายหลังจากที่โรงเรียนปิดจอห์น ดาลตันได้นำเงินที่เกิดสะสมไว้เปิดร้านจำหน่ายหนังสือ และออกวารสาร ต่อมาในปี ค.ศ. 1781 จอห์น ดาลตันได้เข้าทำงานเป็นครูอีกครั้งหนึ่งที่โรงเรียน ของพี่ชายเขาเองที่เมืองเคนดอล

วิทยาศาสตร์แขนงที่จอห์น ดาลตันให้ความสนใจมากที่สุด คือ อุตุนิยมวิทยา (Meteorology) จอห์น ดาลตันได้สร้างเครื่องมือเพื่อช่วยในการทดลองครั้งนี้ด้วย ได้แก่ บารอริเตอร์ (Barometer) ใช้สำหรับวัดความดันอากาศ เทอร์มอมิเตอร์ (Thermometer1) ใช้สำหรับวัดอุณหภูมิ และไฮโกรมิเตอร์(Hygrometer) ใช้สำหรับวัดความชื้นในอากาศ จอห์น ดาลตันใช้เครื่องมือทั้ง 3 ชนิดนี้วัดสภาพความเปลี่ยนแปลงของดินฟ้าอากาศ และจดบันทึกไว้อย่างละเอียดเป็นประจำทุกวัน จนกระทั่วเขาเสียชีวิต รายงานเรื่องนี้ของจอห์น ดาลตันมีมากมาย เขาได้รวบรวมข้อมูลทั้งหมดลงในหนังสือชื่อว่า การสังเกตการณ์ทางอุตุนิยมวิทยา ซึ่งออกตีพิมพ์เผยแพร่ในปี ค.ศ. 1783

ในปี ค.ศ. 1792 จอห์น ดาลตันได้ให้ความสนใจเกี่ยวกับธรรมชาติวิทยา เขาศึกษาจนมีความชำนาญด้านนี้เป็นอย่างดี และได้ตีพิมพ์หนังสือออกมาเล่มหนึ่งชื่อว่า ออร์ทัส ซิคคัส ซึ่งเป็นเรื่องเกี่ยวกับพันธุ์พืชและสัตว์ มีจำนวน ถึง 11 เล่ม จากผลงานชิ้นดังกล่าวจอห์น ดาลตันได้รับเชิญจากวิทยาลัยนิวคอลเลจ แมนเชสเตอร์ ให้ดำรงตำแหน่งศาสตราจารย์สอนวิชาปรัชญาธรรมชาติและคณิตศาสตร์

ต่อมาจอห์น ดาลตันได้ย้านไปอยู่ที่เมืองยอร์ค ที่นี่เขาได้ทำงานเป็นครูพิเศษสอนวิชาคณิตศาสตร์โดยเก็บค่าสอนเป็นรายชั่วโมงและในระหว่างนี้เขาได้ทำการทอลงเกี่ยวกับเคมี และในปี ค.ศ. 1808 จอห์น ดาลตันได้ตีพิมพ์หนังสือเล่มหนึ่งมีชื่อว่า A New System of ChemicalPhilosophy เล่มที่ 1 เป็นเรื่องเกี่ยวกับทฤษฎีอะตอม (Atomic Theory) โดยจอห์น ดาลตันเป็นคนแรกที่ค้นพบทฤษฎีนี้ในระหว่างปี ค.ศ. 1801 - 1803 ต่อมาในปี ค.ศ. 1810 จอห์น ดาลตันได้พิมพ์หนังสือเล่มที่ 2 ชื่อว่า A New System of Chemical Philosophy จากหนังสือทั้ง 2 เล่มนี้ สามารถอธิบายสมบัติของอะตอมได้ชัดเจนที่สุด จอห์น ดาลตันสรุปเกี่ยวกับทฤษฎีอะตอมไว้ดังนี้

1. ธาตุต่าง ๆ ประกอบไปด้วยอนุภาคเล็ก ๆ จำนวนมาก และอนุภาคเล็ก ๆ เหล่านี้ เรียกว่า "อะตอม (Atoms)"

2. อะตอมของธาตุต่าง ๆ ก็มีลักษณะ และน้ำหนักประจำเฉพาะของธาตุนั้น

3. สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของสสารตั้งแต่ 2 ชนิดขึ้นไป และต้องเป็นไปในอัตราส่วนที่เลขลงตัวเสมอ เช่น อัตราส่วนเป็น 4 : 1 เสมอ จะไม่เป็น 4.1 : 1 เด็ดขาด

4. อะตอมไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่ หรือทำลายให้สิ้นสูญไปได้

5. อะตอมเป็นหน่วยที่เล็กที่สุด ในส่วนประกอบที่เล็กที่สุดของธาตุ ซึ่งไม่สามารถแยกออกไปได้อีก

นอกจากนี้เขายังใช้สัญลักษณ์แทนอะตอมของธาตุ และสารประกอบด้วย เช่น แทน ไฮโดรเจน, แทนออกซิเจน, แทน คาร์บอน, แทน คาร์บอนไดออกไซด์, แทน คาร์บอนมอนอกไซด์ จากการค้นพบดังกล่าว จึงถือได้ว่าจอห์น ดาลตันเป็นนักวิทยาศาสตร์คนแรกที่ค้นพบสมบัติของอะตอม และกำหนดรายละเอียดต่าง ๆ เกี่ยวกับอะตอม

หลังจากนั้นจอห์น ดาลตันได้ทดลองเรื่องความดันของก๊าซ จอห์น ดาลตันได้ตั้งกฎว่าด้วยความดันย่อย (Dalton's Low of Partial Pressures)โดยมีใจความสำคัญว่า เมื่อธาตุถูกกดดันมาก ๆ จะเกิดการเสียดสีกันของโมเลกุลทำให้เกิดความร้อน ต่อจากนั้นเขาได้ตั้งกฎเกี่ยวกับการระเหยของของเหลว (Evaporation of Liquids) ภายหลังจากการทดลอง จอห์น ดาลตันพบว่า "ของเหลวจะระเหยกลายเป็นไอได้มากหรือน้อย มีอุณหภูมิเป็นตัวแปรสำคัญเพียงอย่างเดียวเท่านั้น"

นอกจากนี้เขายังค้นคว้าเกี่ยวกับสาเหตุที่ทำให้ตาบอดสี (Color - Blindness) เขาได้อธิบายสาเหตุของตาบอดสีว่าเกิดจากความผิดปกติของสารที่ทำหน้าที่แปรผลของสี การที่จอห์น ดาลตันค้นคว้าเรื่องนี้ เนื่องจากน้องชายของเขาตาบอดสีนั่นเอง

จอห์น ดาลตันเสียชีวิตเมื่อวันที่ 27 กรกฎาคม ค.ศ. 1844 ที่เมืองแมนเชสเตอร์ (Manchester) ประเทศอังกฤษ

การนำไฟฟ้าของแก๊ส

ปกติแก๊สเป็นตัวนำไฟฟ้าที่ไม่ดี ปรากฏการณ์ที่ยืนยันได้ว่าแก๊สนำไฟฟ้าได้ก็คือการเกิดฟ้าแลบ ฟ้าผ่า แก๊สนำไฟฟ้าได้ดีขึ้นเมื่อแก๊สมีความดันต่ำ ๆ และมีความต่างศักย์ของขั้วไฟฟ้าสูง ๆ แก๊สนำไฟฟ้าได้เพราะแก๊สสามารถแตกตัวเป็นไอออนบวกและอิเล็กตรอน เมื่ออยู่ในสนามไฟฟ้าศักย์สูง ๆ เช่น แก๊สฮีเลียม (He) และแก๊สไฮโดรเจน (H₂) จะเกิดการแตกตัวดังสมการ

He(g) He⁺(g) + e^–

H(g) H⁺(g) + e^–

จัดทำโดย ครูจุฑามาศ วงษ์สวาท โรงเรียนพรหมานุสรณ์จังหวัดเพชรบุรี

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

Joseph John Thomson

รางวัลโนเบล (Nobel Prize) สาขาฟิสิกส์ ในปีค.ศ. 1906
United Kingdom
University of Cambridge
Cambridge, United Kingdom
มีชีวิตอยู่ระหว่างปี 1856 - 1940

ปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นในหลอดรังสีแคโทด

รังสีแคโทดเดินทางเป็นเส้นตรงจากขั้วแคโทดไปยังขั้วแอโนด

รังสีแคโทดบี่ยงเบนเข้าหาขั้วบวก
ของสนามไฟฟ้า

เซอร์ โจเซฟ จอห์น ทอมสัน (J.J Thomson) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้สนใจปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นในหลอดรังสีแคโทด จึงทำการทดลองเกียวกับการนำไฟฟ้าของแก๊สขึ้นในปี พ.ศ. 2440 (ค.ศ. 1897) และได้สรุปสมบัติของรังสีไว้หลายประการ ดังนี้

1. รังสีแคโทดเดินทางเป็นเส้นตรงจากขั้วแคโทดไปยังขั้วแอโนด เนื่องจากรังสีแคโทดทำให้เกิดเงาดำของวัตถุได้ ถ้านำวัตถุไปขวางทางเดินของรังสี

2. รังสีแคโทดเป็นอนุภาคที่มีมวล เนื่องจากรังสีทำให้ใบพัดที่ขวางทางเดินของรังสีหมุนได้เหมือนถูกลมพัด

3. รังสีแคโทดประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุลบ เนื่องจากเบี่ยงเบนเข้าหาขั้วบวกของสนามไฟฟ้า

จากผลการทดลองนี้ ทอมสันอธิบายได้ว่า อะตอมของโลหะที่ขั้วแคโทดเมื่อได้รับกระแสไฟฟ้าที่มีความต่างศักย์สูงจะปล่อยอิเล็กตรอนออกมาจากอะตอม อิเล็กตรอนมีพลังงานสูง และเคลื่อนที่ภายในหลอด ถ้าเคลื่อนที่ชนอะตอมของแก๊สจะทำให้อิเล็กตรอนในอะตอมของแก๊สหลุดออกจากอะตอม อิเล็กตรอนจากขั้วแคโทดและจากแก๊สซึ่งเป็นประจุลบจะเคลื่อนที่ไปยังขั้วแอโนด ขณะเคลื่อนที่ถ้ากระทบฉากที่ฉาบสารเรืองแสง เช่น ZnS ทำให้ฉากเกิดการเรืองแสง ซึ่งทอมสันสรุปว่ารังสีแคโทดประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุลบเรียกว่า “อิเล็กตรอน” และยังได้หาค่าอัตราส่วนประจุต่อมวล (e/m) ของอิเล็กตรอนโดยใช้สยามแม่เหล็กและสนามไฟฟ้าช่วยในการหา ซึ่งได้ค่าประจุต่อมวลของอิเล็กตรอนเท่ากับ 1.76 x 10⁸ C/g ค่าอัตราส่วน e/m นี้จะมีค่าคงที่ ไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของโลหะที่เป็นขั้วแคโทด และไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของแก๊สที่บรรจุอยู่ในหลอดรังสีแคโทด แสดงว่าในรังสีแคโทดประกอบด้วยอนุภาคไฟฟ้าที่มีประจุลบเหมือนกันหมดคือ อิเล็กตรอน นั่นเอง ทอมสันจึงสรุปว่า

“อิเล็กตรอนเป็นส่วนประกอบส่วนหนึ่งของอะตอม และอิเล็กตรอนของทุกอะตอมจะมีสมบัติเหมือนกัน”

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

การค้นพบโปรตอน

ในปี พ.ศ. 2409 (ค.ศ. 1866) ออยเกน โกลด์ชไตน์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองโดยเจาะรูที่ขั้วแคโทดในหลอดรังสีแคโทด พบว่าเมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในหลอดรังสีแคโทดจะมีอนุภาคชนิดหนึ่งเคลื่อนที่เป็นเส้นตรงไปในทิศทางตรงกันข้ามกับการเคลื่อนที่ของรังสีแคโทดผ่านรูของขั้วแคโทด และทำให้ฉากด้านหลังขั้วแคโทดเรืองแสงได้ โกลด์ชไตน์ได้ตั้งชื่อว่า “รังสีแคแนล” (canal ray) หรือ “รังสีบวก” (positive ray) สมบัติของรังสีบวกมีดังนี้

1. เดินทางเป็นเส้นตรงไปยังขั้วแคโทด

2. เมื่อผ่านรังสีนี้ไปยังสนามแม่เหล็กและสนามไฟฟ้า รังสีนี้จะเบี่ยงเบนไปในทิศทางตรงข้ามกับรังสีแคโทด แสดงว่ารังสีนี้ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าเป็นบวก

3. มีอัตราส่วนประจุต่อมวลไม่คงที่ ขึ้นอยู่กับชนิดของแก๊สในหลอด และถ้าเป็นแก๊สไฮโดรเจนรังสีนี้จะมีอัตราส่วนประจุต่อมวลสูงสุด เรียกอนุภาคบวกในรังสีแคแนลของไฮโดรเจนว่า “โปรตอน”

4. มีมวลมากกว่ารังสีแคโทด เนื่องจากความเร็วในการเคลื่อนที่ต่ำกว่ารังสีแคโทด

ทอมสันได้วิเคราะห์การทดลองของโกลด์ ชไตน์ และการทดลองของทอมสัน จึงเสนอแบบจำลองอะตอมว่า

“อะตอมเป็นรูปทรงกลมประกอบด้วยเนื้ออะตอมซึ่งมีประจุบวกและมีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบกระจายอยู่ทั่วไป อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับจำนวนประจุลบ”

จัดทำโดย ครูจุฑามาศ วงษ์สวาท โรงเรียนพรหมานุสรณ์จังหวัดเพชรบุรี

การหาประจุและมวลของอิเล็กตรอน

ในปี พ.ศ. 2452 (ค.ศ. 1909) รอเบิร์ต แอนดรูส์ มิลลิแกน (Robert Millikan) นักวิทยาศาสตร์ชาวอเมริกาได้ทำการทดลองชื่อ “การทดลองหยดน้ำมันของมิลลิแกน” (Millikan oil–drops experiment) หาประจุของอิเล็กตรอนได้ มีค่าเท่ากับ 1.6 x 10^–19 คูลอมบ์

การทดลองหยดน้ำมันของมิลลิแกน

ดูภาพยนตร์การทดลองหยดน้ำมันของมิลลิแกน

LEARNING OBJECT การทดลองของมิลลิแกน

การทดลองหยดน้ำมัน ตอนที่ 1 คลิกค่ะ

การทดลองหยดน้ำมัน ตอนที่ 2 คลิกค่ะ

การทดลองหยดน้ำมัน ตอนที่ 3 คลิกค่ะ

การทดลองหยดน้ำมัน ตอนที่ 4 คลิกค่ะ

เมื่อทราบค่าประจุไฟฟ้าก็สามารถคำนวณมวลของอิเล็กตรอนได้โดยอาศัยอัตราส่วน e/m ที่ทอมสันหาไว้ ดังนี้

= 1.76 x 10⁸ C/g

m =

m = = 9.11 x 10^–28 g

จัดทำโดย ครูจุฑามาศ วงษ์สวาท โรงเรียนพรหมานุสรณ์จังหวัดเพชรบุรี

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

นปี พ.ศ. 2453 (ค.ศ. 1910) เซอร์ เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด (Sir Ernest Rutherford) ได้ศึกษาแบบจำลองอะตอมของทอมสัน และเกิดความสงสัยว่าอะตอมจะมีโครงสร้างตามแบบจำลองของทอมสันจริงหรือไม่ โดยตั้งสมมติฐานว่า

“ถ้าอะตอมมีโครงสร้างตามแบบจำลองของทอมสันจริง ดังนั้นเมื่อยิงอนุภาคแอลฟาซึ่งมีประจุไฟฟ้าเป็นบวกเข้าไปในอะตอม แอลฟาทุกอนุภาคจะทะลุผ่านเป็นเส้นตรงทั้งหมดเนื่องจากอะตอมมีความหนาแน่นสม่ำเสมอเหมือนกันหมดทั้งอะตอม”

เพื่อพิสูจน์สมมติฐานนี้ รัทเทอร์ฟอร์ดได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำบาง ๆ โดยมีความหนาไม่เกิน 10^–4 cm โดยมีฉากสารเรืองแสงรองรับ ปรากฏผลการทดลองดังนี้

1. อนุภาคส่วนมากเคลื่อนที่ทะลุผ่านแผ่นทองคำเป็นเส้นตรง

2. อนุภาคส่วนน้อยเบี่ยงเบนไปจากเส้นตรง

3. อนุภาคส่วนน้อยมากสะท้อนกลับมาด้านหน้าของแผ่นทองคำ

Ernest_Rutherford

รางวัลโนเบลสาขาเคมี ปี ค.ศ.1908
United Kingdom and New Zealand
Victoria University
Manchester, United Kingdom
มีชีวิตอยู่ระหว่าง ค.ศ. 1871 -1937

ถ้าแบบจำลองอะตอมของทอมสันถูกต้อง เมื่อยิงอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำบาง ๆ นี้ อนุภาคแอลฟาควรพุ่งทะลุผ่านเป็นเส้นตรงทั้งหมดหรือเบี่ยงเบนเพียงเล็กน้อย เพราะอนุภาคแอลฟามีประจุบวกจะเบี่ยงเบนเมื่อกระทบกับประจุบวกที่กระจายอยู่ในอะตอม แต่แบบจำลองอะตอมของทอมสันอธิบายผลการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดไม่ได้ รัทเทอร์ฟอร์ดจึงเสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมาใหม่ดังนี้

“อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็กแต่มีมวลมาก และมีประจุบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบและมีมวลน้อยมากวิ่งอยู่รอบ ๆนิวเคลียส”

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

การอธิบายโครงสร้างอะตอมด้วย

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

จากแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดสามารถอธิบายได้ว่า เมื่อผ่านอนุภาคแอลฟาซึ่งมีประจุบวกและมวลมากให้เดินทางเป็นเส้นตรงไปยังแผ่นทองคำ อนุภาคแอลฟาส่วนมากจะเคลื่อนที่ผ่านไปยังที่ว่างซึ่งมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่ แต่อิเล็กตรอนมีมวลน้อยมากจึงไม่มีผลต่อการเคลื่อนที่ของอนุภาคแอลฟา อนุภาคแอลฟาบางส่วนที่เคลื่อนที่ใกล้นิวเคลียสทำให้เบี่ยงเบนออกจากที่เดิม และอนุภาคที่กระทบกับนิวเคลียสซึ่งมีประจุบวกและมวลมากจึงสะท้อนกลับ การที่อนุภาคแอลฟาจำนวนน้อยมากสะท้อนกลับทำให้เชื่อว่านิวเคลียสมีขนาดเล็กมาก

แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอรด์

ทำแบบทดสอบเรื่องแบบจำลองอะตอม ชุดที่ 1

อนุภาคมูลฐานของอะตอม

James Chadwick

รางวัลโนเบล (Nobel Prize) สาขาฟิสิกส์ ในปี ค.ศ.1935

United Kingdom
Liverpool University
Liverpool, United Kingdom

มีชีวิตอยู่ระหว่างปี ค.ศ.1891 -1974

ในการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดสรุปว่าอะตอมมีโปรตอนและอิเล็กตรอนเป็นองค์ประกอบ ดังนั้น การคิดมวลอะตอมควรคิดจากมวลโปรตอนรวมกับมวลของอิเล็กตรอน แต่มวลของอิเล็กตรอนน้อยมาก การคิดมวลอะตอมจึงคิดจากมวลโปรตอน พบว่ามวลโปรตอน 1 โปรตอนเท่ากับ 1.7 x 10^–24 กรัม หรือคิดเป็น 1 หน่วยมวลอะตอม (1 amu = 1 atomic mass unit) ดังนั้นมวลอะตอมควรมีค่าเท่ากับหรือใกล้เคียงกับจำนวนโปรตอน แต่จากการทดลองกลับพบว่ามวลอะตอมจริง ๆ มีค่าเป็น 2 เท่าหรือมากกว่า 2 เท่าของจำนวนโปรตอน ในปี พ.ศ. 2463 (หรือค.ศ.1920) รัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอความเห็นว่าน่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับมวลโปรตอน

ต่อมาในปี พ.ศ. 2475 (ค.ศ. 1932) เจมส์ แชดวิก (James Chadwick) ได้ค้นพบอนุภาคอีกชนิดหนึ่ง ไม่มีประจุไฟฟ้า และตั้งชื่อว่า “นิวตรอน” (neutron) นิวตรอนมีมวลมากกว่าโปรตอนเล็กน้อย โดยมีมวลเท่ากับ 1.675 x 10–24 กรัม และรัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอว่านิวตรอนเป็นอนุภาคที่อยู่ในนิวเคลียสของอะตอม ปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์พบว่าโปรตอนและนิวตรอนอัดกันแน่นอยู่ในนิวเคลียสยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงนิวเคลียร์ (nuclear force) และอนุภาคที่ประกอบเป็นนิวเคลียสเรียกว่า “นิวคลีออน” (nucleon)

อนุภาคในอะตอม

ในปัจจุบันพบว่าในอะตอมประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ มากกว่า 30 ชนิด และแบ่งออกเป็น 2 ประเภท ดังนี้

1. อนุภาคที่ไม่เสถียร (unstable particles) เป็นอนุภาคที่ไม่อยู่ตัว สลายตัวได้ง่าย อนุภาคเหล่านี้เกิดจากการยิงนิวเคลียสของอะตอมด้วยอนุภาคชนิดต่าง ๆ ตัวอย่างอนุภาคที่ไม่เสถียรได้แก่ positron , antiproton , neutrino เป็นต้น

2. อนุภาคที่เสถียร (stable particles) เป็นอนุภาคที่อยู่ตัว ไม่สลายตัว มี 3 ชนิดคือ โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน เรียกอนุภาคทั้งสามว่า “อนุภาคมูลฐานของอะตอม”

อนุภาค	สัญลักษณ์	ประจุไฟฟ้า (C)	ชนิดประจุไฟฟ้า	มวล (กรัม)
อิเล็กตรอน	e	1.602 x 10–19	-1	9.109 x 10–28
โปรตอน	p	1.602 x 10–19	+1	1.673 x 10–24
นิวตรอน	n	0	0	1.673 x 10–24

เลขอะตอม เลขมวล และสัญลักษณ์นิวเคลียร์

1. เลขอะตอม (Atomic number)

คือตัวเลขที่แสดงจำนวนโปรตอนของธาตุ ใช้สัญลักษณ์ Z นักวิทยาศาสตร์คนแรกที่หาเลขอะตอมได้คือ เฮนรี โมสลีย์ เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ เลขอะตอมเป็นค่าเฉพาะสำหรับธาตุหนึ่ง ๆ ธาตุแต่ละชนิดมีเลขอะตอมไม่ซ้ำกัน ดังนั้นเลขอะตอมจึงบอกชนิดของธาตุได้

2. เลขมวล (Mass number)

คือตัวเลขที่แสดงผลรวมของจำนวนโปรตอนและจำนวนนิวตรอน มีสัญลักษณ์ A เลขมวลจะมีค่าใกล้เคียงกับมวลอะตอม (Atomic mass) แต่เลขมวลเป็นเลขจำนวนเต็มเสมอ ส่วนมวลอะตอมอาจเป็นจำนวนเต็มหรือทศนิยมก็ได้ และเลขมวลไม่เป็นค่าเฉพาะสำหรับธาตุ ธาตุต่างชนิดกันอาจมีเลขมวลเท่ากันได้

เลขมวล

จำนวนโปรตอน + จำนวนนิวตรอน

3. สัญลักษณ์นิวเคลียร์ (nuclear symbol)

เป็นสัญลักษณ์ที่แสดงให้ทราบว่าอะตอมของธาตุ 1 อะตอมประกอบด้วยอนุภาคมูลฐานอย่างละกี่อนุภาค โดยเขียนสัญลักษณ์ของธาตุซึ่งแสดงเลขมวลที่มุมบนด้านซ้าย และเขียนเลขอะตอมที่มุมล่างด้านซ้าย เช่น

p = 12 p = 6 p = 8

e^– = 12 e^– = 6 e^– = 10

n = 12 n = 6 n = 8

จากสัญลักษณ์นิวเคลียร์ทำให้ทราบจำนวนอนุภาคมูลฐานของอะตอม โดยจำนวนโปรตอนดูจากเลขอะตอม อะตอมอยู่ในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจึงมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนโปรตอน ส่วนจำนวนนิวตรอน = เลขมวล – เลขอะตอม

ไอโซโทป ไอโซโทน และไอโซบาร์

ไอโซโทป (Isotope)

หมายถึงอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน แต่มีเลขมวลต่างกัน หรืออะตอมของธาตุที่มีเลขอะตอมเท่ากัน แต่มีจำนวนนิวตรอนต่างกัน

อะตอมที่มีเลขมวลหรือจำนวนโปรตอนแต่ละจำนวนเรียกว่า 1 ไอโซโทป ตัวอย่างไอโซโทป เช่น ไฮโดรเจนมี 3 ไอโซโทปคือ , ,

p = 1 p = 1 p = 1

e^– = 1 e^– = 1 e^– = 1

n = 0 n = 1 n = 2

protium (H) deuterium (D) tritium (T)

ไอโซโทน (Isotone)

หมายถึงอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน มีเลขอะตอมและเลขมวลต่างกัน แต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน

p = 6 p = 7

e^– = 6 e^– = 7

n = 7 * n = 7 *

ไอโซบาร์ (Isobar)

หมายถึงอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน แต่มีเลขมวลเท่ากัน

p = 6 p = 7

e^– = 6 e^– = 7

n = 8 n = 7

ตารางที่ 1 สรุปความหมายของไอโซโทป ไอโซโทน ไอโซบาร์

ชนิด	เลขอะตอม	เลขมวล	จำนวนนิวตรอน	จำนวนโปรตอน	ชนิดของธาตุ
ไอโซโทป	เท่ากัน	ต่างกัน	ต่างกัน	เท่ากัน	ชนิดเดียวกัน
ไอโซโทน	ต่างกัน	ต่างกัน	เท่ากัน	ต่างกัน	ต่างชนิดกัน
ไอโซโทน	ต่างกัน	เท่ากัน	ต่างกัน	ต่างกัน	ต่างชนิดกัน

คลื่นและสมบัติของแสง

จากแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดทำให้ทราบถึงการจัดโครงสร้างของอนุภาคต่าง ๆ ในนิวเคลียส แต่ไม่ได้อธิบายว่าอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในลักษณะใด นักวิทยาศาสตร์ในลำดับต่อมาได้หาวิธีทดลองเพื่อรวบรวมข้อมูลเกี่ยวกับตำแหน่งของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส วิธีหนึ่งก็คือการศึกษาสมบัติและปรากฏการณ์ของคลื่นและแสง แล้วนำมาสร้างเป็นแบบจำลอง

คลื่นชนิดต่าง ๆ เช่น คลื่นแสง คลื่นเสียง มีสมบัติสำคัญ 2 ประการ คือ ความยาวคลื่นและความถี่

คลื่นแสงเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีความถี่และความยาวคลื่นต่าง ๆ กัน ดังรูปต่อไปนี้

แสงที่ประสาทตาคนรับได้เรียกว่า “แสงที่มองเห็นได้” (visible light) ซึ่งมีความยาวคลื่นอยู่ในช่วง 400 – 700 nm แสงในช่วงคลื่นนี้ประกอบด้วยแสงสีต่าง ๆ กัน ตามปกติประสาทตาของคนสามารถสัมผัสแสงบางช่วงคลื่นที่ส่องมาจากดวงอาทิตย์ได้ แต่ไม่สามารถแยกเป็นสีต่าง ๆ จึงมองเห็นเป็นสีรวมกันซึ่งเรียกว่า “แสงขาว”

รางวัลโนเบล (Nobel Prize) สาขาฟิสิกส์ ในปี ค.ศ.1922
	Niels Henrik David Bohr
	Denmark
	Copenhagen University Copenhagen, Denmark
	มีชีวิตอยู่ระหว่างปี ค.ศ.1885 - 1962

สเปกตรัม

ถ้าให้แสงอาทิตย์ซึ่งเป็นแสงขาวส่องผ่านปริซึม แสงขาวจากดวงอาทิตย์จะแยกออกเป็นแสงสีรุ้งต่อเนื่องกัน เรียกว่า “สเปกตรัมของแสงขาว”

สเปกตรัมของแสงขาวที่ส่องผ่านปริซึม

สเปกตรัมของแสงขาวเกิดจากการที่เมื่อแสงซึ่งมีความยาวคลื่นต่าง ๆ กันผ่านไปยังปริซึม แสงจะหักเหได้ไม่เท่ากัน เกิดเป็นแถบสีรุ้งต่อเนื่องกัน โดยมีความยาวคลื่นในช่วงต่าง ๆ ดังนี้

สเปกตรัม	ความยาวคลื่น (nm)
แสงสีม่วง	400 – 420
แสงสีคราม–น้ำเงิน	420 – 490
แสงสีเขียว	490 – 580
แสงสีเหลือง	580 – 590
แสงสีแสด (ส้ม)	590 –650
แสงสีแดง	650 – 700

ความยาวคลื่น หมายถึงระยะทางที่คลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบ มีหน่วยเป็นเมตร (m) และนาโนเมตร (nm)

ความถี่ของคลื่น หมายถึงจำนวนรอบของคลื่นที่เคลื่อนที่ผ่านจุดใดจุดหนึ่งในเวลา 1 วินาที มีหน่วยเป็นรอบต่อวินาที (s^–1) หรือเรียกชื่อเฉพาะว่า “เฮิรตซ์” (Hz)

ความยาวคลื่นและความถี่ มีความสัมพันธ์กันดังนี้

ในปี ค.ศ. 1900 มักซ์ พลังค์ (Max Plank) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้แสดงให้เห็นว่าแสงหรือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าจะให้พลังงานเป็นหน่วย ๆ เรียกว่า “quantum” (ควอนตัม) และได้ข้อสรุปเกี่ยวกับพลังงานของคลื่นแม้เหล็กไฟฟ้ากับความถี่ของคลื่นนั้นว่า “พลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับความถี่ของคลื่น”

E	a	n
E	=	hn ...........(1)

เมื่อ E คือพลังงาน มีหน่วยเป็นจูล (J)

h คือค่าคงที่ของพลังค์ มีค่าเท่ากับ 6.626 x 10^-34 จูลวินาที (Js)

n คือความถี่ของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีหน่วยเป็นเฮิรตซ์ (Hz) หรือ s^–1

แต่จาก

c	=	ln
n	=

แทนค่าในสมการ (1)

.............(2)

c คือความเร็วของแสงในสุญญากาศ = 3.0 x 10⁸ m/s

จัดทำโดย ครูจุฑามาศ วงษ์สวาท โรงเรียนพรหมานุสรณ์จังหวัดเพชรบุรี

สเปกตรัมของอะตอม (atomic spectrum)

คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในช่วงแสงขาวประกอบด้วยแสงที่มีความยาวคลื่นหลายค่าซึ่งเราไม่สามารถแยกส่วนประกอบของคลื่นต่าง ๆ ออกจากกันด้วยตาได้ ต้องใช้เครื่องมือช่วย เช่น ปริซึม หรือสเปกโตรสโคป (spectroscope) เมื่อเราผ่านแสงสีขาวหรือแสงสีต่าง ๆ ไปยังปริซึม แสงจะแยกออกมาเป็นแถบสีต่าง ๆ เรียงกันตามความยาวคลื่น แถบสีที่แยกออกมาได้เรียกว่า สเปกตรัม

แบ่งเป็น 2 ประเภท ดังนี้

1. สเปกตรัมแบบต่อเนื่อง (continuous spectrum) จะเป็นสเปกตรัมที่ประกอบด้วยแสงที่มีความยาวคลื่นและความถี่ต่อเนื่องจนเห็นเป็นแถบ ได้แก่ สเปกตรัมของแสงขาวซึ่งจะเห็นเป็นแถบสีรุ้งเรียงต่อกัน โดยแสงสีม่วงหักเหมากที่สุด มีความยาวคลื่นสั้น แต่มีพลังงานมากที่สุด ในขณะที่แสงสีแดงจะหักเหน้อยที่สุด มีความยาวคลื่นยาวที่สุด และมีพลังงานน้อยที่สุด

2. สเปกตรัมแบบไม่ต่อเนื่องหรือแบบเส้น (Discontinuous spectrum or Line spectrum) เป็นสเปกตรัมที่ประกอบด้วยเส้นสเปกตรัมที่มีความยาวคลื่นบางค่าเว้นระยะเป็นเส้น ๆ บนพื้นดำ

เนื่องจากสเปกตรัมแต่ละเส้นเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า เราจึงสามารถคำนวณหาค่าพลังงานของเส้นสเปกตรัมแต่ละเส้นได้จากสมการ

นักวิทยาศาสตร์ได้ศึกษาเส้นสเปกตรัมที่เกิดจากการเผาสารประกอบและธาตุบางชนิด โดยนำสารประกอบมาเผา แล้วสังเกตสีของเปลวไฟที่เกิดขึ้น ส่องดูสีของเปลวไฟด้วยสเปกโตร
สโคป เพื่อศึกษาสเปกตรัมที่ได้ ซึ่งสรุปได้ว่า

1. สารประกอบของโลหะชนิดเดียวกันจะให้สีเปลวไฟสีเดียวกัน และได้เส้นสเปกตรัมซึ่งเป็นแบบเฉพาะ นั่นคือ มีสีและตำแหน่งของเส้นสเปกตรัมเหมือนกัน ดังตัวอย่างในตาราง

ตัวอย่างสีของเปลวไฟที่ได้จากการเผาสารประกอบ


Cu²⁺	Sr²⁺	Ba²⁺

Na⁺	Li⁺	K⁺

ตารางแสดงสีของเปลวที่เกิดจากการเผาสารประกอบ

สารประกอบ	ตัวอย่าง	สีของเปลวไฟ
ลิเทียม	LiCl , LiNO3 , Li2CO3	สีแดง
โซเดียม	NaCl , Na2SO4 , Na2CO3	สีเหลือง
โพแทสเซียม	KCl , K2SO4 , KNO3	สีม่วง
รูบิเดียม	RbCl , Rb2SO4 , RbNO3	สีแดงเข้ม
ซีเซียม	CsCl , Cs2SO4 , CsNO3	สีฟ้า
แคลเซียม	CaCl2 , CaSO4 , Ca(NO3)2	สีแดงอิฐ
แบเรียม	BaCl2 , BaSO4 , Ba(NO3)2	สีเขียวแกมเหลือง
ทองแดง	CuCl2 , CuSO4 , Cu(NO₃)₂	สีเขียว

สารประกอบของโลหะต่างชนิดกันอาจจะมีสีของสเปกตรีมคล้ายกัน แต่จะมีตำแหน่งของเส้นสเปกตรัมต่างกันเป็นแถบเฉพาะของโลหะนั้น ๆ ดังนั้นจึงสามารถใช้สีของเปลวไฟและเส้นสเปกตรัมในการวิเคราะห์องค์ประกอบของสารได้ โดยนำสารประกอบนั้นไปเผา แล้วนำสีของเปลวไฟและเส้นสเปกตรัมที่ได้เปรียบเทียบกับผลการทดลองที่นักวิทยาศาสตร์ได้สรุปไว้แล้ว การวิเคราะห์สารวิธีนี้เรียกว่า “Flame test”

2. ในการเผาสารประกอบ องค์ประกอบส่วนที่เป็นอโลหะจะให้สเปกตรัมในช่วงที่ตาเรารับไม่ได้ จึงมองไม่เห็นเส้นสเปกตรัม

3. ในการศึกษาสเปกตรัมของธาตุที่เป็นแก๊สจะนำแก๊สไปบรรจุหลอดแก้วที่มีความดันต่ำ และผ่านกระแสไฟฟ้าศักย์สูงเข้าไปแทนการเผาด้วยความร้อน เมื่อแก๊สได้รับพลังงานไฟฟ้าจะปล่อยแสงเป็นสเปกตรัมลักษณะเฉพาะของธาตุนั้น ๆ และธาตุอโลหะบางชนิดก็ให้แสงที่ตารับได้ เช่น He , Ne , Ar เป็นต้น

การทดสอบสีของเปลวไฟของสารประกอบของธาตุหมู่ IA (Flame Test)

สเปกตรัมเกิดได้อย่างไร

สถานะพื้น (ground state)

หมายถึงอะตอมที่อิเล็กตรอนซึ่งเคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีพลังงานเฉพาะตัวอยู่ในระดับพลังงานต่ำ อะตอมในสถานะพื้นจะมีความเสถียรเนื่องจากมีพลังงานต่ำ

สถานะกระตุ้น (excited state)

หมายถึงอะตอมที่ได้รับพลังงานเพิ่มขึ้น ทำให้อิเล็กตรอนถูกกระตุ้นให้อยู่ในระดับพลังงานสูงขึ้น ที่สถานะกระตุ้นอะตอมจะไม่เสถียร เนื่องจากมีพลังงานสูง

อะตอมที่ได้รับพลังงาน เช่น จากการเผา หรือจากกระแสไฟฟ้า อิเล็กตรอนจะเปลี่ยนจากสถานะพื้นไปสู่สถานะกระตุ้นซึ่งไม่เสถียร จึงต้องคายพลังงานออกมา ซึ่งพลังงานที่คายออกมาจะอยู่ในรูปพลังงานแสงหรือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า เมื่อผ่านปริซึมหรือสเปกโตรสโคปจะแยกแสงออกเป็นเส้นสเปกตรัม

การที่ธาตุแต่ละชนิดให้เส้นสเปกตรัมออกมาหลายเส้น แสดงว่าอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีหลายระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสจะมีพลังงานต่ำ ส่วนระดับพลังงานที่อยู่ห่างนิวเคลียสจะมีพลังงานสูง เมื่ออิเล็กตรอนคายพลังงานอาจคายพลังงานได้หลายช่วงความยาวคลื่น จึงมองเห็นเส้นสเปกตรัมได้หลายเส้น

นักวิทยาศาสตร์ได้ศึกษาสเปกตรัมของแก๊ส เพราะว่ามีอะตอมอยู่ห่างกัน และใช้อะตอมไฮโดรเจนเนื่องจากมี 1 อิเล็กตรอน พบว่ามีเส้นสเปกตรัมที่ปรากฏในช่วงความยาวคลื่นที่มองเห็นได้โดยมีความยาวคลื่น 410 , 434 , 486 และ 656 นาโนเมตร ตามลำดับ นอกจากนี้การศึกษาเส้นสเปกตรัมของอะตอมของธาตุอื่นๆ ก็พบว่าอิเล็กตรอนในอะตอมของแต่ละธาตุคายพลังงานได้บางค่า และมีเส้นสเปกตรัมเฉพาะตัวไม่ซ้ำกัน โดยเส้นสีแดงมีพลังงานต่ำสุด (3.02 x 10–22 kJ) และเส้นสีม่วงมีพลังงานสูงสุด (4.48 x 10–22 kJ)

เส้นสเปกตรัมของแก๊สไฮโดรเจน (H₂)

hydrogen absortion and emission spectra showing the Hydrogen α

การที่นักวิทยาศาสตร์ใช้อะตอมของไฮโดรเจนเป็นตัวอย่างในการแปลความหมายของเส้นสเปกตรัม เพราะเป็นอะตอมที่มีอิเล็กตรอนเดียว จากการทดลองหลายครั้งพบว่าอะตอมของไฮโดรเจนให้เส้นสเปกตรัมได้หลายเส้นที่มีลักษณะเหมือนกันทุกครั้ง จึงสรุปได้ว่าอิเล็กตรอนในอะตอมของไฮโดรเจนขึ้นไปอยู่ในสถานะกระตุ้นที่มีพลังงานแตะต่างกันได้หลายระดับ ค่าพลังงานของเส้นสเปกตรัมแสดงให้เห็นถึงการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในอะตอมจากระดับพลังงานสูงมายังระดับพลังงานต่ำ

Lyman series เป็นอนุกรมของเส้นสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจน ซึ่งแสดงการเปลี่ยนแปลงพลังงานระหว่างสถานะพื้นกับสถานะกระตุ้น

Emission spectrum of hydrogen

ตารางแสดงความยาวคลื่นและพลังงานของเส้นสเปกตรัม

เส้นสเปกตรัม	ความยาวคลื่น	พลังงาน (KJ)	ผลต่างพลังงานของเส้นสเปกตรัมที่อยู่ถัดกัน
สีม่วง	410	4.84 x 10–22
			2.7 x 10–23
สีน้ำเงิน	434	4.57 x 10–22
			4.9 x 10–23
สีน้ำทะเล	486	4.08 x 10–22
			10.6 x 10–23
สีแดง	656	3.02 x 10–22

จากข้อมูลในตาราง แสดงว่าอะตอมของไฮโดรเจนมีพลังงานหลายระดับและความแตกต่างระหว่างพลังงานของแต่ละระดับที่อยู่ถัดไปก็ไม่เท่ากัน ความแตกต่างของพลังงานจะมีค่าน้อยลงเมื่อระดับพลังงานสูงขึ้น จากเหตุผลที่อธิบายมานี้ช่วยให้สรุปได้ว่า

1. เมื่ออิเล็กตรอนได้รับพลังงานในปริมาณที่เหมาะสม อิเล็กตรอนจะขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานที่สูงกว่าระดับพลังงานเดิม แต่จะอยู่ในระดับใดขึ้นกับปริมาณพลังงานที่ได้รับ การที่อิเล็กตรอนขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานใหม่ทำให้อะตอมไม่เสถียร อิเล็กตรอนจะกลับมาอยู่ในระดับพลังงานที่ต่ำกว่า ซึ่งในการเปลี่ยนตำแหน่งนี้อิเล็กตรอนจะคายพลังงานออกมา การดูดหรือคายพลังงานจะต้องมีค่าเฉพาะตามทฤษฎีของพลังค์ โดยค่าต่ำสุดจะเท่ากับความถี่ของอิเล็กตรอนนั้นคูณด้วยค่าคงที่ของพลังค์

2. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนไปยังระดับพลังงานที่อยู่ติดกันอาจมีการเปลี่ยนข้ามระดับได้ แต่เมื่ออิเล็กตรอนรับพลังงานแล้วจะขึ้นไปอยู่ระหว่างระดับพลังงานไม่ได้ จะต้องขึ้นไปอยู่ในระดับใดระดับหนึ่งเสมอ

3. ผลต่างของพลังงานระหว่างระดับพลังงานต่ำจะมีค่ามากกว่าผลต่างของพลังงานระหว่างระดับพลังงานที่สูงขึ้นไป

Niels Bohr

Niels_Bohr_Albert_Einstein

แบบจำลองอะตอมของโบร์

จากความรู้เรื่องการเปลี่ยนแปลงระดับพลังงานของอิเล็กตรอนการเกิดสเปกตรัม ช่วยให้นีลส์ โบร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก สร้างแบบจำลองอะตอมเพื่อใช้อธิบายพฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอมได้ โดยกล่าวว่า

“อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นวงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ แต่ละวงจะมีระดับพลังงานเฉพาะตัว ระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุดซึ่งมีพลังงานต่ำที่สุดเรียกว่าระดับ K และระดับพลังงานที่อยู่ถัดออกมาเรียกเป็น L , M , N , … ตามลำดับ ต่อมาได้มีการใช้ตัวเลขแสดงถึงระดับพลังงานของอิเล็กตรอน คือ n = 1 หมายถึงระดับพลังงานที่ 1 ซึ่งอยู่ใกล้กับนิวเคลียสที่สุด และชั้นถัดมาเป็น n = 2 หมายถึงระดับพลังงานที่ 2 ต่อจากนั้น n = 3 , 4 , . . . หมายถึงระดับพลังงานที่ 3 , 4 และสูงขึ้นไปตามลำดับ”

แบบจำลองอะตอมของโบร์ พัฒนามาจากการค้นพบสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจน ซึ่งเป็นอะตอมที่มี 1 อิเล็กตรอน แต่ไม่สามารถใช้อธิบายอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ นักวิทยาศาสตร์จึงจำเป็นต้องศึกษาค้นคว้าเพิ่มเติมเพื่อนเสนอแบบจำลองอะตอมใหม่

1. แบบทดสอบ เรื่อง แบบจำลองอะตอมของดอลตัน ทอมสัน และรัทเทอร์ฟอร์ด คลิกค่ะ

2. แบบทดสอบ เรื่อง อนุภาคมูลฐานของอะตอม เลขอะตอม เลขมวล และไอโซโทป คลิกค่ะ

3. แบบทดสอบ เรื่อง คลื่นและสเปกตรัมของแสงขาว คลิกค่ะ

4. แบบทดสอบ เรื่อง สเปกตรัมและการแปลความหมาย คลิกค่ะ

5. แบบทดสอบ เรื่อง การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม คลิกค่ะ

6.แบบทดสอบ เรื่อง วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ คลิกค่ะ

7. แบบทดสอบ เรื่อง ขนาดอะตอมและรัศมีไอออน คลิกค่ะ

8. แบบทดสอบ เรื่อง พลังงานไอออไนเซชัน คลิกค่ะ

9. แบบทดสอบ เรื่อง ค่า EN, EA จุดเดือด , จุดหลอมเหลว คลิกค่ะ

10. แบบทดสอบ เรื่อง เลขออกซิเดชัน คลิกค่ะ

ประวัติอินเตอร์เน็ต

อินเตอร์เน็ตกำเนิดขึ้นเมื่อประมาณปี ค.ศ.1969 หรือประมาณปี พ.ศ. 2512 โดยพัฒนามาจาก อาร์พาเน็ต (ARPAnet) ซึ่งเป็นเครือข่ายคอมพิวเตอร์ภายใต้ความรับผิดชอบของหน่วยงานโครงการวิจัยขั้นสูง (Advanced Research Projects Agency) หรือเรียกชื่อย่อว่า อาร์พา (ARPA) ซึ่งเป็นหน่วยงานในสังกัดกระทรวงกลาโหมของสหรัฐอเมริกา (Department of Defense) จุดประสงค์ของโครงการอาร์พาเน็ต เพื่อสร้างเครือข่ายคอมพิวเตอร์ที่คงความสามารถในการติดต่อสื่อสารถึงกันได้ แม้ว่าจะมีบางส่วนของเครือข่ายไม่สามารถทำงานได้ก็ตาม

คลิกอ่านต่อค่ะเอกสาร PDF

พิสูจน์ปรากฏการณ์ “บั้งไฟพญานาค” กับหลักวิทยาศาสตร์

โดย ผู้จัดการออนไลน์

ในทุกคืนของวันออกพรรษา(15 ค่ำเดือน 11) “บั้งไฟพญานาค” ที่เกิดขึ้น ณ ช่วงรอยต่อของ จ.หนองคายและเมืองเวียงจันทน์ ยังคงเป็นปริศนาที่รอคอยให้หลายคนไปพิสูจน์กันต่อ ว่ามันเกิดขึ้นได้อย่างไร

     นักท่องเที่ยวทุกสารทิศ ต่างมุ่งหน้าไปยังจังหวัดหนองคาย เพื่อชมปรากฏการณ์บั้งไฟพญานาค ณ ริมฝั่งโขง ในช่วงออกพรรษาปลายเดือนนี้ ซึ่งคาดว่าจะเกิดปรากฏการณ์มหัศจรรย์ 2 วันซ้อน นักวิทยาศาสตร์ของไทยและต่างประเทศหลาย ๆ สำนักต่างพยายามพิสูจน์ปรากฏการณ์นี้ตามหลักวิทยาศาสตร์

       ในจังหวัดหนองคาย มีการเกิดปรากฏการณ์ประหลาดมีลูกไฟสีชมพูพุ่งขึ้นเหนือลำน้ำโขง ตั้งแต่ระดับ 1-30 เมตร แล้วพุ่งขึ้นไปในอากาศสูงประมาณ 50-150 เมตร เป็นเวลาประมาณ 5-10 วินาที ไม่มีกลิ่น ไม่มีควัน ไม่มีเสียง ชาวบ้านเรียกว่า บั้งไฟผี หรือ บั้งไฟพญานาค โดยจะเกิดปีละ 1 ครั้งเท่านั้น ในช่วงวันออกพรรษา หรือ ขึ้น 15 ค่ำ เดือน 11 ซึ่งในปีนี้ตรงกับวันที่ 28 ต.ค.

       จากงานวิจัยทางวิทยาศาสตร์ของไทยหลายฉบับสรุปว่า บั้งไฟพญานาค คือ ก๊าซมีเทน-ไนโตรเจน ที่เกิดจากการอาศัยอยู่ร่วมกันระหว่างแบคทีเรียที่ทนต่อออกซิเจนได้ ณ ความลึกของแม่น้ำโขงและแหล่งน้ำข้างเคียง 4.55 -13.40 เมตร ตำแหน่งที่มีสารอินทรีย์พอเหมาะใต้ผิวโคลน หรือทรายท้องแม่น้ำโขง ซึ่งระดับน้ำขนาดนี้จะมีอุณหภูมิไม่ต่ำกว่า 15 องศาเซลเซียส (ปริมาณออกซิเจนน้อย)

       ทั้งนี้ในวันที่เกิดปรากฏการณ์บั้งไฟพญานาค คือวันที่แสงแดดส่องลงมาในช่วงเวลาประมาณ 10,13 และ16 นาฬิกา มีอุณหภูมิมากกว่า 26 องศาเซลเซียสทำให้มีความร้อนมากพอที่จะย่อยสลายอินทรีย์ และจะมีก๊าซมีเทนจากการหมักมากว่า 3-4 ชั่วโมง ซึ่งมากที่จะก่อให้เกิดความดันก๊าชในผิวทรายทำให้ก๊าซจะหลุดออกมาและพุ่งขึ้นเมื่อโผล่พ้นน้ำ

       ฟองก๊าซที่โผล่ขึ้นมาเหนือน้ำบางส่วนจะฟุ้งกระจายออกไป ส่วนแกนในของก๊าซขนาดเท่าหัวแม่มือจะพุ่งขึ้นสูงกระทบกับออกซิเจน รวมกับอุณหภูมิที่ลดต่ำลงของคืนที่เกิดเหตุการณ์ทำให้เกิดการสันดาปอย่างรวดเร็วจนติดไฟได้ ดังนั้นดวงไฟหลากสีที่เราพบเห็นจะเป็นสีแดงอำพัน (เหลือง)

       ทั้งนี้ช่วงเวลาที่เกิดบั้งไฟพญานาคจะเป็นเดือนมีนาคม เมษายน พฤษภาคม กันยายน และตุลาคม เพราะโลกโคจรเข้าใกล้ดวงอาทิตย์มากที่สุดทำให้รังสีอัลตร้าไวโอเล็ตเพิ่มปริมาณสูงขึ้นและเจาะทะลวงยังพื้นโลกได้มากขึ้น ขณะเดียวกันประเทศไทยก็ตั้งอยู่ในแถบแนวเส้นศูนย์สูตรที่สามารถรับแสงอาทิตย์ได้มาก

       เนื่องจากโลกหมุนรอบตัวเองในแกนที่เอียงทำมุม 23.5 องศา กับดวงอาทิตย์ทำให้ซีกโลกในเวลากลางคืนของประเทศที่ตั้งอยู่ระหว่างเส้นละติจูด 15-45 องศาเหนือและองศาใต้ อยู่ห่างจากแนวแรงรวมของแรงโน้มถ่วงของดวงจันทร์ โลก และดวงอาทิตย์ไม่เกิน 25 องศาในวันขึ้น 15 ค่ำเดือนกันยายน,ตุลาคม ,เมษายน และพฤษภาคม ทำให้มีปรากฏการณ์ที่คล้ายคลึงกันเกิดขึ้นในหลายประเทศในช่วงเวลาดังกล่าว

{mospagebreak}

หน้า 2

"บั้งไฟพญานาคน่าจะเป็นสสาร และจะต้องมีมวล เพราะแหวกนํ้าขึ้นมาได้ จึงน่าจะเป็นก๊าซไม่มีสี ไม่มีกลิ่น จุดติดไฟได้เอง และต้องเบากว่าอากาศ"

       สำหรับนายแพทย์มนัส กนกศิลป์ แห่งโรงพยาบาลหนองคาย ซึ่งเป็นผู้ศึกษาปรากฏการณ์บั้งไฟพญานาคตามหลักวิทยาศาสตร์มาเป็นเวลานาน กล่าวไว้ในนิตยสารศิลปวัฒนธรรม ฉบับเดือนก.พ. 38 ว่า "บั้งไฟพญานาคน่าจะเป็นสสาร และจะต้องมีมวล เพราะแหวกนํ้าขึ้นมาได้ จึงน่าจะเป็นก๊าซไม่มีสี ไม่มีกลิ่น จุดติดไฟได้เอง และต้องเบากว่าอากาศ"

       หมอมนัสยังได้สรุปอีกว่า บั้งไฟพญานาค คือ ก๊าซมีเธน-ไนโตรเจน ความบริสุทธิ์ประมาณ 19% เกิดจากการอยู่ร่วมกันระหว่างแบคทีเรียที่ทนทานต่อก๊าซออกซิเจนได้ และแบคทีเรียกลุ่มมีเธนฟอร์มเมอร์ ซึ่งดำรงชีวิตอยู่ได้ในสภาพไร้ออกซิเจนเท่านั้นซึ่งก๊าซมีเทน และไฮโดรเจนเหล่านี้เกิดจากการหมักตัวของบัคเตรี จากมูลสัตว์ ซากพืชและสัตว์ที่ตายแล้ว

       หลังจากใช้เวลาหมัก 3-6 ชั่วโมง จะได้ก๊าซมีเธนปริมาณมากพอที่จะก่อให้เกิดความดันก๊าซ ใต้ผิวทรายอย่างน้อย 1.45 เท่าของความดันอากาศ หล่มทรายก็จะไม่สามารถปรับแรงดันได้ ก๊าซจะหลุดออกมาและพุ่งขึ้นเมื่อโผล่พ้นน้ำ ฟองก๊าซที่โตกว่า 15 CC. (ขนาดหัวแม่มือ) ลอยสูงขึ้นไปกระทบกับอนุภาคออกซิเจนกับอะตอมที่มีประจุที่มีพลังงานสูงและมีความหนาแน่นมากพอ และเมื่อลอยสูงขึ้นมาผ่านพ้นผิวนํ้าจะเหลือขนาดแค่ 12 ซีซี ช่วงนี้เองที่จะเริ่มติดไฟได้ด้วยตัวเอง จนเกิดเป็นบั้งไฟพญานาค

       อีกทั้งทฤษฎีความเชื่อของหมอมนัสยังถูกโยงเข้ากับความรู้เรื่องกระแสลม ซึ่งช่วยอธิบายถึงการที่บั้งไฟลอยขึ้นสู่ที่สูง พัดเฉเข้าหาฝั่ง หรือเฉออกกลางแม่นํ้า "ความเร็วของ ลมที่ไม่เท่ากัน จะทําให้บั้งไฟพุ่งขึ้นเร็วหรือช้าต่างกัน ลูกไฟที่อยู่ใกล้ฝั่งมักมีลูกเล็ก เพราะปูดขึ้นมาจากท้องนํ้าที่ตื้นกว่า ระยะทางวิ่งจากท้องนํ้ามายังผิวนํ้าของก้อนก๊าซ จะสั้นกว่าลูกไฟที่ปูดขึ้นจากที่ลึก หรือกลางแม่นํ้า พวกที่มาจากที่ลึกจะมีแรงส่งตัวและความเร็วที่สูงกว่าจึงพุ่งขึ้นอย่างรวดเร็วคล้ายบั้งไฟ ส่วนพวกที่มาจากใกล้ๆ ฝั่ง ซึ่งนํ้าตื้นจะมีแรงส่งตัวและความเร็วตํ่ากว่าจึงลอยนิ่งขึ้นมา พอถึงระดับตลิ่งจึงเริ่มเฉตัวขึ้นสูง" หมอมนัส กล่าว

       นอกจากนี้ในนิตยสารนิวไซแอนทิส ( New Scientist ) ยังได้รายงานถึงปรากฏการณ์ครั้งนี้โดยตั้งสมมติฐานออกมาเป็น 2 แนว คือ ปรากกฎการณ์นี้เกิดมาจากฟอสฟอรัสที่รวมตัวกัน ปรากฏการณ์แสงเรือง ๆ ที่ลอยเหนือในที่ ๆ มีน้ำขัง คาดว่าเกิดจากการเผาไหม้ฉับพลันของก๊าซไวไฟ เป็นปรากฏการณ์ที่พบได้ยากมาก เป็นผลมาจากการเผาไหม้จนเกิดก๊าซที่เกิดจากการหมักหมมของซากพืชซากสัตว์เป็นระยะเวลาหลายปีภายใต้หนองบึง เชื่อกันว่าสารประกอบที่สำคัญเหล่านี้เกิดจากสารฟอสฟอรัสที่รวมตัวกัน ซึ่งเป็นสารประกอบของไฮไดรด์ ไดฟอสเฟน ( hydride diphosphane ) ที่ปล่อยความดันไอขึ้นมาที่อุณหภูมิระหว่าง 20 – 30 องศาและเผาไหม้ตามธรรมชาติในอากาศด้วยความเข้มข้นต่ำ

       ในต้นทศวรรษนี้นักวิทยาศาสตร์ต่างตัดความเป็นไปได้ว่าสิ่งเหล่านี้อาจเกิดจากปฏิกิริยาของแบคทีเรียบนท้องน้ำแต่การวิจัยเร็ว ๆ นี้แสดงให้เห็นว่าปฏิกิริยานี้เกิดจากการหมักหมมของสารอินทรีย์ที่อุดมไปด้วยฟอสฟอรัส ซึ่งเห็นเป็นแสงเรือง ๆ คล้ายเปลวเทียนตามป่าช้าที่เห็นในบริเวณโบสถ์ ส่วนการอธิบายอื่น ๆ นอกเหนือไปจากนี้ อาจเป็นเพราะว่าแสงที่เห็นขึ้นอยู่ภายใต้ผิวน้ำ สันนิษฐานว่าเกิดจากแก๊สที่รวมตัวกันในโคลนตมในลำน้ำซึ่งมาสัมผัสกับออกซิเจนเพื่อเกิดการเผาไหม้ใต้น้ำ ดังนั้นสมมติฐานเกี่ยวกับไดฟอสเฟนอาจจะถูกตัดไป

{mospagebreak}

หน้า 3

      ส่วนบางคนที่ไปทดลองไฟเหล่านี้อาจจะพบ “เปลวไฟเย็น” มีหลายทฤษฎีมาก ๆ ที่อธิบายปรากฏการณ์นี้ ยกตัวอย่างเช่น ภายใต้ความเข้มข้นต่ำของออกซิเจน การระเหยของฟอสฟอรัสจะทำให้เกิดการเรืองแสงและจะรวมตัวกันได้ง่ายผ่านการสลายตัวของไดฟอสเฟน นักจุลชีววิทยาเชื่อว่าปรากฏการณ์นี้เป็นสาเหตุมาจากแบคทีเรียฟอสฟอเรสเซนต์ ( phosphorescent bacteria ) ซึ่งเชื่อว่าบางสายพันธุ์จะอาศัยอยู่ในดิน

       ทิม ดาวน์นี ( Tim Downie ) กล่าวในนิตยสารนิวไซแอนทิส ว่า ( New Scientist ) เขาเคยได้ยินเรื่องปรากฏการณ์บั้งไฟพญานาคมาก่อนถึงแม่ว่าจะไม่เคยเห็นมันจริง ๆ ตั้งแต่ที่ทำงานเป็นนักธรณีวิทยา ปัจจุบันพบว่าการเกิดพระจันทร์เต็มดวงและอิทธิพลของดวงจันทร์ทำให้เกิดน้ำขึ้นน้ำลง ยกตัวอย่างเช่น คลื่นบนผิวน้ำที่เกิดขึ้นอย่างผิดปรกติอาจจะเกิดหลังจากฝนตกหนักทำให้มีน้ำหลาก ขณะที่คลื่นในแม่น้ำเกิดที่หนึ่ง คลื่นสามารถเคลื่อนขึ้นและลงได้ถ้าแม่น้ำมีกระแสน้ำขึ้นน้ำลง

       ส่วนความสูงและช่องว่างของคลื่นจะขึ้นอยู่กับการไหลและลักษณะทางธรณีวิทยาของแม่น้ำ เปรียบเทียบได้กับเรือที่ไหลจะทิ้งคลื่นซัดชายฝั่งทิ้งไว้เป็นเวลานานและให้ผลอย่างเดียวกัน เขากล่าวเพิ่มเติมว่า บั้งไฟพญานาคไม่เพียงจะเกิดแค่ในแม่น้ำโขงแต่มันยังเกิดทางตอนเหนือภายในประเทศลาวซึ่งมีแม่น้ำโขงเป็นพรมแดนตามธรรมชาติ บั้งไฟพญานาคเกิดขึ้นเพียงบริเวณเล็ก ๆ อาจเกิดทั้งในแม่น้ำและในทุ่งนาที่มีน้ำท่วมขัง

       ส่วนสถานที่ที่รายงานว่าเคยพบลูกไฟที่มีลักษณะคล้ายบั้งไฟพญานาค ได้แก่มลรัฐมิสซูรี่ (ห่าง 20 องศา ไปทางเหนือในเวลากลางคืน ) มลรัฐเท๊กซัสตอนใต้ของสหรัฐ (ห่าง11.5 องศา ไปทางเหนือในเวลากลางคืน) ซึ่งเรียกว่า แสงมาร์ฟา (http://www.marfalights.com/) ปรากฏการณ์นี้เกิดขึ้นมามากกว่า 100 กว่าปีแล้ว และยังมีลักษณะการเกิดเช่นเดียวกันกับการเกิดบั้งไฟพญานาคของไทย และที่เมืองเจดด้าห์ ประเทศซาอุดิอาระเบีย ริมฝั่งทะเลแดง (ห่าง 0.5 องศาไปทางเหนือในเวลากลางคืน)

       หนองคาย ละติจูด 17 องศา 52 ลิปดา เหนือ (ห่าง 5 องศา 38 ลิปดา ไปทางใต้ตอนกลางคืน) ปรากฏการณ์นี้จะเกิดได้มากในทุกประเทศที่กล่าวข้างต้น ในคืนข้างขึ้น 7-9 ค่ำ,ข้างแรม 7-9 ค่ำ หรือขึ้น 14 ค่ำ ถึงแรม 1 ค่ำ ของเดือนที่ได้กล่าวไปแล้ว นอกจากนี้ อีกช่วงเวลาหนึ่งที่อาจพบบั้งไฟพญานาคได้ประปราย ก็คือในช่วงเดือนมิถุนายนของประเทศในซีกโลกเหนือ เช่น วันที่ 21 และ 28 มิย. 2539 ที่ผ่านมาหนองคายก็มีบั้งไฟพญานาคขึ้นเช่นกัน

       สำหรับประเทศไทยมากกว่า 90% ของจำนวนลูกของบั้งไฟพญานาคในแต่ละปีจะพบขึ้นที่ จ.หนองคาย หน้าวัดไทย,และบ้านน้ำเป อ.โพนพิสัย,วัดอาฮง อ.บึงกาฬ,วัดหินหมากเป้ง และอ่างปลาบึก อ.สังคม ในคืนขึ้น 15 ค่ำและแรม 1 ค่ำ เดือน 11 และแต่ละปีจะขึ้นปีละ 3-7 วัน แต่ที่ประชาชนไปทราบกันแพร่หลายมานับร้อยๆปี คือวันขึ้น 15 ค่ำเดือน 11 ตามปฏิทินลาวซึ่งอาจตรงกับวันแรม 1 ค่ำ หรือ ขึ้น 15 ค่ำ เดือน 11 ของไทย จะเป็นวันที่ขึ้นแน่นอนและขึ้นมากที่สุดของทุกปี

       สนใจรายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับปรากฏการณ์บั้งไฟพญานาคได้ที่เวปไซท์ :
       www.nongkhaicity.com/page140.htm

       http://www.bangfaipayanak.com/

บทที่ 1/11 เทคโนโลยีสารสนเทศ อินเตอร์เน็ต และตัวคุณ

ชนิดของคอมพิวเตอร์ แท็บเล็ตพีซี บุคลากร ซอฟต์แวร์ หน่วยระบบ ระเบียบปฏิบัติการ คลิกค่ะ

บทที่ 2/11 อินเตอร์เน็ต เว็บและการพาณิชย์อิเล็กทรอนิกส์

การใช้งานทางอินเตอร์เน็ต การเข้าถึงอินเตอร์เน็ต ส่วนประกอบของอีเมลล์ อีเมลล์ขยะ โปรแกรมสื่อสาร โปรแกรมค้นหา เกร็ดความรู้ เว็บประมูลสินค้า คลิกค่ะ

บทที่ 3/11 Application software

ซอฟต์แวร์ประยุกต์พื้นฐาน และเฉพาะงาน ส่วนติดต่อผู้ใช้ด้วยกราฟฟิก แถบเครื่องมือ โปรแกรมประมวลผลคำ โปรแกรมตารางทำการ การสร้างฐานข้อมูล Adobe ohotoshop สร้างมัลติมีเดีย และความเป็นจริงเสมือน คลิกค่ะ

บทที่ 4/11 System software

ระบบปฏิบัติการ ยูทิลิตี้ ดีไวซ์ไดร์เวอร์ ตัวแปลภาษา หน้าที่ระบบปฏิบัติการ ประเภทของระบบปฏิบัติการ วินโดวส์ แมคโอเอส ยูนิกซ์ และลีนุกซ์ คลิกค่ะ

บทที่ 5/11 หน่วยระบบ ( System Unit)

ข้อมูล และคำสั่ง เลขฐานสอง ไมโครโพรเซสเซอร์ หน่วยความจำ แรม และรอม ซีมอส ระบบสัญญาณนาฬิกา การ์ดแสดงผล การ์ดโมเด็ม เส้นทางบัส พอร์ต IRDA คลิกค่ะ

บทที่ 6/11 การรับเข้าและส่งออกข้อมูล (Input and output)

อุปกรณ์รับเข้า เช่า คีย์บอร์ด อุปกรณ์ชี้ สแกนเนอร์ และอื่นๆ อุปกรณ์ส่งออก เช่น จอภาพ เครื่องพิมพ์ เป็นต้น อินเตอร์เน็ตเทเลโฟน เทอร์มินัล คลิกค่ะ

บทที่ 7/11 หน่วยระบบ ( System Unit)

ดิสเก็ตแบบดั้งเดิม และแบบสมัยใหม่ ฮาร์ดดิสก์ สิ่งที่อาจทำให้หัวอ่านเขียนขัดข้อง CD และ DVD หน่วยความจำแฟลช เทปแม่เหล็ก คลิกค่ะ

บทที่ 8/11 การสื่อสารและระบบเครื่อข่าย

(Communication and Networks)

ระบบสื่อสาร ช่องทางสื่อสาร การเชื่อมต่อแบบมีสาย และ ไร้สาย สรุปชนิดช่องทางสื่อสาร ชนิดของโมเด็ม การขนส่งข้อมูล แบนด์วิดท์ โพรโทคอล ชนิดของเครือข่าย คลิกค่ะ

บทที่ 9/11 ภาวะส่วนตัวและความปลอดภัย

สิ่งที่ผู้ใช้ระบบสารสนเทศควรตระหนัก จริยธรรม ภาวะส่วนตัว สิทธิส่วนบุคคล การฝังตัวของคุ๊กกี้ อาชญากรรมทางคอมพิวเตอร์ การรักษาความปลอดภัย การยศาสตร์ และสิ่งแวดล้อม คลิกค่ะ

บทที่ 10/11 ฐานข้อมูล (Database)

ข้อมูลคืออะไร โครงสร้างของข้อมูล ฟิลด์หลัก ฐานข้อมูล ระบบการจัดการฐานข้อมูล ฐานข้อมูลแบบลำดับชั้น แบบเครือข่าย แบะระบบเชิงสัมพันธ์ และฐานข้อมูลบนเว็บ คลิกค่ะ

บทที่ 11/11 ระบบสารสนเทศ

การไหลของสารสนเทศในองค์กร ระดับการบริหารจัดการ ระบบประมวลผลรายการ (TPS) ระบบสารสนเทศ ระบบสนับสนุนผู้บริหาร (ESS) คลิกค่ะ

ยูเรเนียม (Uranium)

ลักษณะ คุณสมบัติ เค้กเหลือง กระสุนหัวยูเรเนียม เหมืองยูเรเนียม การจัดหาเชื้อเพลิงยูเรเนียม กากกัมมันตรังสี หลักการจัดการกากกัมมันตรังสี การต้มระเหย กากตะกอนเข้มข้น เทคนิคการดูดจับ การเก็บรักษา และยูเรเนียมกับอันตรายที่อาจเกิดขึ้น คลิกค่ะ

ผีเสื้อรักแร้ขาว

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

เนื่องจากแบบจำลองอะตอมของโบร์ (Niels Bohr) มีข้อจำกัดที่ไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอน ได้มีการศึกษาเพิ่มเติมจนได้ข้อมูลที่เชื่อว่าอิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นทั้งอนุภาคและคลื่น โดยเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสในลักษณะของคลื่นนิ่ง บริเวณที่พบอิเล็กตรอนได้พบได้หลายลักษณะเป็นรูปทรงต่าง ๆ ตามระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จากการใช้ความรู้ทางกลศาสตร์ควอนตัมสร้างสมการขึ้นเพื่อคำนวณหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่าง ๆ พบว่าแบบจำลองนี้อธิบายเส้นสเปกตรัมได้ดีกว่าแบบจำลองอะตอมของโบร์ โดยแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกกล่าวไว้ดังนี้

1. อิเล็กตรอนมีขนาดเล็กมากและเคลื่อนที่อย่างรวดเร็วตลอดเวลาไปทั่วทั้งอะตอม จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอะตอมได้

2. มีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสบางบริเวณเท่านั้น ทำให้สร้างมโนภาพได้ว่าอะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียส

3. บริเวณที่กลุ่มหมอกทึบแสดงว่าโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนได้มากกว่าบริเวณที่มีกลุ่มหมอกจาง”

การแสดงแบบจำลองอะตอมในลักษณะที่แสดงถึงความหนาแน่นของอิเล็กตรอนทำได้ยาก แต่จะแสดงในลักษณะที่เป็นลูกกลมแทน เช่น ลูกปิงปองหรือลูกกลมพลาสติก เพื่อให้สะดวกต่อการจินตนาการถึงอะตอมของธาตุได้ง่าย

ในปี ค.ศ. 1924 หลุยส์ เดอ บรอยส์ (Lois de Brolie) ให้ความเห็นว่า “ถ้าแสงมีพฤติกรรมคล้ายกับว่าประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ (โฟตอน : photon) ดังนั้นอนุภาคขนาดเล็กก็สามารถประพฤติตัวได้ทำนองเดียวกัน คือมีสมบัติเป็นได้ทั้งคลื่นและอนุภาค” ด้วยสมมติฐานนี้ ทำให้โครงสร้างของอะตอมมีความกระจ่างชัดมากขึ้นและสามารถเข้าใจปรากฏการณ์บางอย่างที่ขัดต่อทฤษฎีอะตอมของโบร์ได้ เช่น อธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดอิเล็กตรอนจึงไม่ถูกโปรตอนดึงดูดเข้าไปในนิวเคลียส โดยพิจารณาว่าอิเล็กตรอนประพฤติตัวเป็นคลื่นนิ่งรอบนิวเคลียสนั่นเอง และอธิบายได้ว่าในการเกิดพันธะเคมี เพราะเหตุใดอิเล็กตรอนจึงเข้าคู่กันได้โดยไม่ผลักกัน โดยให้พิจารราว่าอิเล็กตรอนเป็นคลื่นซึ่งสามารถเกิดการแทรกสอดกันได้

เมื่อให้อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสในวงโคจรที่เสถียรคือเป็นคลื่นนิ่ง ความยาวของเส้นรอบวงจะมีค่าเป็นจำนวนเท่าของความยาวคลื่นของอิเล็กตรอนนั้น ซึ่งสอดคล้องกับทฤษฎีของโบร์ ระดับชั้นของวงโคจรแบ่งเป็นชุดหลักได้เป็นระดับชั้น (shell) K , L , M , N , O , . . . หรือเรียกว่าระดับพลังงานที่ 1 , 2 , 3 , . . . ตามลำดับโดยที่ระดับพลังงานที่ 1 จะมีค่าพลังงานต่ำสุด นั่นคือจะต้องใช้พลังงานมากที่สุดในการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอม เนื่องจากมีวงโคจรอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด และในแต่ละระดับชั้นจะมีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนไม่เกิน 2n² คือมีจำนวนเป็น 2 , 8 , 18 , 32 ตามลำดับ (เมื่อ n คือระดับพลังงาน) โดยอิเล็กตรอนชั้นนอกสุด (valence electron) จะมีได้ไม่เกิน 8 อิเล็กตรอน

ตารางแสดงระดับพลังงานหลักและระดับพลังงานย่อย

ระดับพลังงานหลัก (n)	ระดับพลังงานย่อย (l)	ชื่อของระดับพลังงานย่อย
1	0	s
2	0 , 1	s , p
3	0 , 1 , 2	s , p , d
4	0 , 1 , 2 , 3	s , p , d , f
5	0 , 1 , 2 , 3 , 4	s , p , d , f , g

ระดับพลังงานย่อย s , p , d , f สามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2 , 6 , 10 , 14 อิเล็กตรอนตามลำดับ โดยอิเล็กตรอนจะอยู่ด้วยกันเป็นคู่กระจายอยู่ในออร์บิทัล (orbital) หรือระดับพลังงานที่เป็นค่าโมเมนตัมเชิงแม่เหล็ก (m) ที่ระดับพลังงานย่อย s , p , d และ f กระจายออกมา โดยค่าโมเมนตัมเชิงแม่เหล็กจะมีค่าตั้งแต่ – l ถึง l

เมื่อ l = 0 m = 0	Ú	s
เมื่อ l = 1 m = –1 , 0 , 1	Ú	p
เมื่อ l = 2 m = –2 , –1 , 0 , 1 , 2	Ú	d
เมื่อ l = 3 m = –3 , –2 , –1 , 0 , 1 , 2 , 3	Ú	f
เมื่อ l = 3 m = –3 , –2 , –1 , 0 , 1 , 2 , 3

แทน ออร์บิทัล

แทน คู่อิเล็กตรอน

ระดับพลังงานย่อย s , p , d และ f จึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2 , 6 , 10 , 14 อิเล็กตรอน ตามลำดับ ส่วนอิเล็กตรอนที่เข้าคู่กันนั้นจะมีทิศทางการหมุนตรงข้ามกัน (s) เพื่อให้เกิดการดึงดูดทางแม่เหล็กกันได้ จึงมีการหมุนเป็น 2 ค่า คือ + และ –

ดังนั้นแต่ละอิเล็กตรอนจะมีค่าพลังงานที่ไม่ซ้ำกันเลย พิจารณาจากตัวเลขระดับพลังงานต่าง ๆ ได้แก่ ระดับพลังงานหลัก ระดับพลังงานย่อย ค่าโมเมนตัมเชิงแม่เหล็ก และการหมุนของอิเล็กตรอน ซึ่งเรียกตัวเลขจ่าง ๆ นี้ว่า “เลขควอนตัม” (quantum number) และจะเรียกระดับพลังงานต่าง ๆ โดยระบุระดับพลังงานหลักและระดับพลังงานย่อย เช่น 2s คือระดับพลังงานย่อย s ที่อยู่ในระดับพลังงานหลัก n = 2 เป็นต้น

ตารางแสดงระดับพลังงาน โมเมนตัวเชิงแม่เหล็ก และออร์บิทัล

ระดับพลังงานหลัก (n)	ระดับพลังงานย่อย (l)	โมเมนตัมเชิงแม่เหล็ก	ชื่อออร์บิทัล	จำนวนออร์บิทัล
1	0	0	1s	1
2	0	0	2s	1
	1	–1 , 0 , 1	2p	3
3	0	0	3s	1
	1	–1 , 0 , 1	3p	3
	2	–2 , –1 , 0 , 1 , 2	3d	5
4	0	0	4s	1
	1	–1 , 0 , 1	4p	3
	2	–2 , –1 , 0 , 1 , 2	4d	5
	3	–3 , –2 , –1 , 0 , 1 , 2 , 3	4f	7

สำหรับการจัดอิเล็กตรอนลงในระดับพลังงานต่าง ๆ ของอะตอมนั้นสามารถทำได้ใน 2 ลักษณะ คืออย่างง่าย โดยการจัดเรียงเข้าในระดับพลังงานหลัก และอย่างละเอียด โดยการจัดเรียงที่พิจารราถึงระดับพลังงานย่อยด้วย ซึ่งสามารถอธิบายปรากฏการณ์ต่าง ๆ ได้ดีและแม่นยำกว่า

การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม (Electronic configuration) 1

จากแบบจำลองอะตอมโดยใช้สมการคลื่น ซึ่งเป็นสมการคณิตศาสตร์ขั้นสูงคำนวณค่าพลังงานองอิเล็กตรอน พบว่าโปรตอนและนิวตรอนอยู่รวมกันในนิวเคลียส และมีอิเล็กตรอนอยู่รอบ ๆ โดยอยู่ในระดับพลังงานต่าง ๆ กัน ซึ่งพบความสัมพันธ์ดังนี้

1. การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

จำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลักมีจำนวนไม่เกิน 2n²

เมื่อ n คือระดับพลังงานหลักที่ 1 , 2 , 3 , . . .

ระดับพลังงานหลัก n=1       มีอิเล็กตรอนไม่เกิน            2             อิเล็กตรอน

ระดับพลังงานหลัก n=2       มีอิเล็กตรอนไม่เกิน            8             อิเล็กตรอน

ระดับพลังงานหลัก n=3       มีอิเล็กตรอนไม่เกิน            18           อิเล็กตรอน

ระดับพลังงานหลัก n=4       มีอิเล็กตรอนไม่เกิน            32           อิเล็กตรอน

ตามความสัมพันธ์นี้การจัดอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงาน จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินจำนวนสูงสุดที่จะมีได้ ถ้าพิจารณา K และ Ca ซึ่งควรมีอิเล็กตรอนเป็น 2 , 8 , 9 และ 2 , 8 , 10 เนื่องจากในระดับพลังงานที่ 3 มีได้ถึง 18 อิเล็กตรอน แต่จากการศึกษาพบว่าการจัดอิเล็กตรอนของ K = 2 , 8 , 8 , 1 และ Ca = 2 , 8 , 8 , 2 เนื่องจากอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ 3 ของทั้งสองธาตุมีเพียง 8 อิเล็กตรอน และส่วนที่เพิ่มขึ้นมาอีก 1 หรือ 2 อิเล็กตรอนนั้นเข้าไปอยู่ในระดับพลังงานที่ 4 เพราะการจัดอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนชั้นนอกสุดซึ่งเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนต้องไม่เกิน 8

						1 H 1	2 He 2
3 Li 2 , 1	4 Be 2 , 2	5 B 2 , 3	6 C 2 , 4	7 N 2 , 5	8 O 2 , 6	9 F 2 , 7	10 Ne 2 , 8
11 Na 2 , 8 , 1	12 Mg 2 , 8 , 2	13 Al 2 , 8 , 3	14 Si 2 , 8 , 4	15 P 2 , 8 , 5	16 S 2 , 8 , 6	17 Cl 2 , 8 , 7	18 Ar 2 , 8 , 8
19 K 2, 8, 8, 1	20 Ca 2 , 8 , 8, 2

ตารางแสดงการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

ธาตุ	เลขอะตอม	จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน				แสดงการจัดในระดับพลังงานหลัก
ธาตุ	เลขอะตอม	n=1	n=2	n=3	n=4	แสดงการจัดในระดับพลังงานหลัก
H	1	1				1
He	2	2				2
Li	3	2	1			2 , 1
Be	4	2	2			2 , 2
B	5	2	3			2 , 3
C	6	2	4			2 , 4
N	7	2	5			2 , 5
O	8	2	6			2 , 6
F	9	2	7			2 , 7
Ne	10	2	8			2 , 8
Na	11	2	8	1		2 , 8 , 1
Mg	12	2	8	2		2 , 8 , 2
Al	13	2	8	3		2 , 8 , 3
Si	14	2	8	4		2 , 8 , 4
P	15	2	8	5		2 , 8 , 5
S	16	2	8	6		2 , 8 , 6
Cl	17	2	8	7		2 , 8 , 7
Ar	18	2	8	8		2 , 8 , 8
K	19	2	8	8	1	2 , 8 , 8 , 1
Ca	20	2	8	8	2	2 , 8 , 8 , 2

การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม (Electronic configuration) 2

2. การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

จากการศึกษาสมบัติที่เป็นคลื่นของอิเล็กตรอน พบว่าอิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานหรือวง (shell) ต่าง ๆ กัน ซึ่งเรียกว่าระดับพลังงานหลัก และในระดับพลังงานเดียวกันยังมีระดับพลังงานย่อย (sub shell) ต่าง ๆ อีก คือระดับพลังงานย่อย s , p , d และ f โดยในแต่ละระดับพลังงานย่อยมีอิเล็กตรอนดังนี้

ระดับพลังงานหลักที่ 1 (n=1)      มี 1 ระดับพลังงานย่อยคือ s

ระดับพลังงานหลักที่ 2 (n=2)      มี 2 ระดับพลังงานย่อยคือ s , p

ระดับพลังงานหลักที่ 3 (n=3)      มี 3 ระดับพลังงานย่อยคือ s , p , d

ระดับพลังงานหลักที่ 4 (n=4)      มี 4 ระดับพลังงานย่อยคือ s , p , d , f

อิเล็กตรอนมีการเคลื่อนที่อยู่ตลอดเวลา ความหนาแน่นของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนซึ่งวัดออกมาในรูปของโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนซึ่งเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสจะมีรูปร่างเป็น 3 มิติที่แตกต่างกันซึ่งเรียกว่า ออร์บิทัล

ออร์บิทัล (orbital)

หมายถึงบริเวณที่มีโอกาสสูงที่จะพบอิเล็กตรอน หรือบริเวณที่อยู่ของอิเล็กตรอน ซึ่งมีรูปร่างเป็น 3 มิติแตกต่างกัน ดังนี้


	s–orbital มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสเท่ากันทุกทิศทาง ทำให้มองเห็นว่าออร์บิทัลนี้มีรูปร่างเป็นทรงกลมรอบนิวเคลียส Back to Top

	p–orbital มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณแกน x , y , z จึงเป็น p_x–orbital , p_y–orbital , p_z–orbital ตามลำดับ โดยออร์บิทัลทั้งสามมีรูปร่างคล้ายดรัมเบลล์ มีพลังงานเท่ากัน แต่มีทิศทางแตกต่างกัน Back to Top

	d–orbital มีความซับซ้อนมากยิ่งขึ้น โดยสองออร์บทัลคือ และ มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณแกน z และแกน x กับแกน y ตามลำดับ ส่วนอีกสามออร์บิทัลคือ , และ ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนจะอยู่ในบริเวณระหว่างแกน x กับ y แกน y กับ z และแกน x กับ z ตามลำดับ Back to Top

สำหรับอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกันจะมีพลังงานแตกต่างกัน และในแต่ละระดับพลังงานย่อยจะมีจำนวนออร์บิทัลแตกต่างกันดังนี้

ตารางแสดงจำนวนออร์บิทัล และจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละออร์บิทัล

ระดับพลังงานย่อย	จำนวนออร์บิทัล	จำนวนอิเล็กตรอนแต่ละออร์บิทัล	จำนวนอิเล็กตรอนรวม
s	1	2	2
p	3	2	6
d	5	2	10
f	7	2	14

ตารางแสดงระดับพลังงานย่อย จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับพลังงานย่อย และในแต่ละระดับพลังงาน

ระดับพลังงาน	ระดับพลังงานย่อย	จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานย่อย	จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงาน
1	s	2	2
2	s	2	8
2	p	6	8
3	s	2	18
	p	6
	d	10
4	S	2	32
	.p	6
	.d	10
	.f	14

การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม (Electronic configuration) 3

หลักการจัดอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัล

1. ใช้หลักการกัดกันของเพาลีที่กล่าวว่า อิเล็กตรอนคู่หนึ่งคู่ใดในออร์บิทัลเดียวกันจะต้องมีสมบัติไม่เหมือนกัน อย่างน้อยต้องมีการหมุนรอบตัวเองไม่เหมือนกัน โดยตัวหนึ่งหมุนตามเข็มนาฬิกา และอีกตัวหนึ่งหมุนทวนเข็มนาฬิกา เพื่อให้ระบุได้ว่าเป็นอิเล็กตรอนตัวใดเมื่ออิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงาน ระดับพลังงานย่อย และในออร์บิทัลเดียวกัน จึงกำหนดให้บรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน ให้ แทนออร์บิทัล อิเล็กตรอนเขียนด้วยลูกศร อิเล็กตรอนในออร์บิทัลจึงเขียนแทนได้เป็น หรือ โดยหัวลูกศรแสดงทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอน 1 ใน 2 แบบที่เป็นไปได้ ในกรณีที่มีอิเล็กตรอนเต็มออร์บิทัลสามารถเขียนเป็น ถ้าเขียนเป็น หรือ จะไม่สอดคล้องตามหลักการกีดกันของเพาลี

2. การบรรจุอิเล็กตรอนต้องบรรจุลงในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดและว่างก่อนเสมอ (ตามหลักของเอาฟบาว) คือ 1s 2s 2p 3s . . . ตามลำดับ เพราะจะทำให้พลังงานรวมทั้งหมดมีค่าต่ำสุดและมีความเสถียรที่สุด ในกรณีที่มีหลายออร์บิทัลและแต่ละออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากัน เช่น 2p–orbital ซึ่งออร์บิทัลทั้งสามมีพลังงานเท่ากัน ให้บรรจุอิเล็กตรอนในลักษณะที่ทำให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้ (ตามกฎของฮุนด์) เมื่ออิเล็กตรอนเหลือจึงบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่เต็มออร์บิทัลนั้น เช่น

· มี 2 อิเล็ตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุอิเล็กตรอนได้เป็น

· มี 5 อิเล็ตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุอิเล็กตรอนได้เป็น

3. อะตอมของธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนเต็มในทุก ๆ ออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันเรียกว่า การบรรจุเต็ม (full filled) ถ้ามีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงครึ่งเดียวเรียกว่า การบรรจุครึ่ง (half filled) การบรรจุเต็มหรือบรรจุครึ่งจะทำให้อะตอมมีความเสถียรมากกว่าการบรรจุแบบอื่น ๆ

	1s	2s	2p
การบรรจุเต็ม

การบรรจุครึ่ง

ในกรณีที่มีหลายอิเล็กตรอน การบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลต่าง ๆ ตามลำดับพลังงานจากต่ำไปสูงจะเป็นดังนี้

ตารางแสดงการจัดอิเล็กตรอนเข้าในระดับพลังงานตามลำดับ

ระดับพลังงาน	จำนวนระดับพลังงานย่อยหรือออร์บิทัลที่อยู่ในแต่ละระดับพลังงาน

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5

n = 6

n = 7

สำหรับไฮโดรเจนอะตอมซึ่งมี 1 อิเล็กตรอน เมื่ออะตอมอยู่ในสถานะพื้นอิเล็กตรอนจะอยู่ใน 1s–orbital และฮีเลียมมี 2 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอนทั้งหมดจะเข้าไปอยู่ใน 2s–orbital และบรรจุในลักษณะที่ทำให้อิเล็กตรอนมีทิศทางการหมุนรอบตัวเองแตกต่างกันตามหลักของเพาลี แผนภาพการบรรจุอิเล็กตรอนจึงเป็นดังนี้

	1s	2s	2p
H

He

สำหรับธาตุ 20 ธาตุแรกมีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยและในออร์บิทัลต่าง ๆ ดังตารางต่อไปนี้

ตารางแสดงระดับพลังงานย่อย จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับพลังงานย่อย
และในแต่ละระดับพลังงาน ของ 20 ธาตุแรก

เลขอะตอม	ธาตุ	แผนภาพการจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล							ระดับพลังงานย่อย
เลขอะตอม	ธาตุ	1s	2s	2p	3s	3p	4s	3d	ระดับพลังงานย่อย
1	H								1s¹

2	He								1s²

3	Li								1s²2s¹

4	Be								1s²2s²

5	B								1s²2s²2p¹

6	C								1s²2s²2p²

7	N								1s²2s²2p³

8	O								1s²2s²2p⁴

9	F								1s²2s²2p⁵

10	Ne								1s²2s²2p⁶

11	Na								[Ne] 3s¹

12	Mg								[Ne] 3s²

13	Al								[Ne] 3s²3p¹

14	Si								[Ne] 3s²3p²

15	P								[Ne] 3s²3p³

16	S								[Ne] 3s²3p⁴

17	Cl								[Ne] 3s²3p⁵

18	Ar								[Ne] 3s²3p⁶

19	K								[Ar] 4s¹3d⁰

20	Ca								[Ar] 4s²3d⁰

อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสูงสุดหรือชั้นนอกสุดของอะตอมเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (valence electron)

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ตามลำดับระดับพลังงาน มีบางธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยไม่เป็นไปตามหลักการ เช่น Cr เลขอะตอม 24 มีแผนภาพแสดงการจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ดังนี้

Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵ ไม่ใช่ 4s² 3d⁴

	1s²	2s²	2s⁶	3s²	3s⁶	4s¹	3d⁵
Cr

และ Cu เลขอะตอม 29 บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ดังนี้

Cu = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ ไม่ใช่ 4s² 3d⁹

	1s²	2s²	2s⁶	3s²	3s⁶	4s¹	3d¹⁰
Cu

สรุปการจัดอิเล็กตรอนแบบครึ่งและแบบเต็ม

£ การที่บรรจุอิเล็กตรอนของ Cr เป็น 4s¹ 3d⁵ โดยมีอิเล็กตรอนใน
3d–orbital เป็น 5 อิเล็กตรอน เป็น การบรรจุแบบครึ่ง (Half–filled electronic configuration) ซึ่งทำให้อะตอมมีความเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s² 3d⁴

£ ส่วน Cu ซึ่งบรรจุอิเล็กตรอนเป็น 4s¹ 3d¹⁰ จะเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s² 3d⁹ เพราะ 3d–orbital มีจำนวนอิเล็กตรอนเต็มทุกออร์บิทัล เป็น การบรรจุแบบเต็ม (Full–filled electronic configuration)

ตารางธาตุ (Periodic Table) 1

เนื่องจากมีการค้นพบธาตุเป็นจำนวนมาก แต่ละธาตุอาจมีสมบัติคล้ายกันบ้าง และแตกต่างกันบ้าง จึงยากที่จะจดจำสมบัติต่าง ๆ ของแต่ละธาตุ นักวิทยาศาสตร์จึงได้หากฎเกณฑ์ต่าง ๆ มาจัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายกันให้อยู่ในหมวดหมู่เดียวกันเพื่อง่ายต่อการศึกษา

วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ

หลังจากได้มีการค้นพบธาตุต่าง ๆ นักวิทยาศาสตร์ได้หาความสัมพันธ์ระหว่างสมบัติของธาตุ และนำมาใช้ในการจัดธาตุออกเป็นกลุ่มเป็นหลายลักษณะ

การจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ของนักเคมียุคต่าง ๆ

พ.ศ. 2360 (ค.ศ. 1817) โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่ม ๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกัน เรียกว่า “ชุดสาม” และพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของธาตุที่เหลือ ตัวอย่างธาตุชุดสามของเดอเบอไรเนอร์ เช่น Na เป็นอะตอมกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวลอะตอม 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 แต่เมื่อนำหลักของธาตุสามไปใช้กับธาตุอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน มวลอะตอมของธาตุกลางมิได้มีค่าเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของเดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับ

การจัดธาตุของจอห์น นิวแลนด์

พ.ศ. 2407 (ค.ศ. 1864) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ โดยเสนอว่า “ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ” (ไม่รวม H และแก๊สเฉื่อย) การจัดของนิวแลนด์จะจัดได้ถึงธาตุ Ca เท่านั้น กฎนี้ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดมวลอะตอมจึงเกี่ยวข้องกับสมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุ ในที่สุดจึงไม่เป็นที่ยอมรับ

John Alexander Reina Newlands

ตารางธาตุของนิวแลนด์

H 1	F 8	Cl 15	Co/Ni 22	Br 29	Pd 36	I 42	Pt/Ir 50
Li 2	Na 9	K 16	Cu 23	Rb 30	Ag 37	Cs 44	Tl 53
Gl 3	Mg 10	Ca 17	Zn 25	Sr 31	Cd 34	Ba/V 45	Pb 54
Bo 4	Al 11	Cr 18	Y 24	Ce/La 33	U 40	Ta 46	Th 56
C 5	Si 12	Ti 19	In 26	Zr 32	Sn 39	W 47	Hg 52
N 6	P 13	Mn 20	As 27	Di/Mo 34	Sb 41	Nb 48	Bi 55
O 7	S 14	Fe 21	Se 28	Ro/Ru 35	Te 43	Au 49	Os 51

ตารางธาตุ (Periodic Table) 2

การจัดกลุ่มธาตุของไมเออร์และเมเดเลเอฟ

ยูลิอุสโยทาร์ ไมเออร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน และเดมิทริ อิวาโนวิช เมเดเลเอฟ นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ได้ศึกษารายละเอียดของธาตุมากขึ้น พบว่าถ้าจัดเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก ธาตุจะมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วง ๆ เมเดเลเอฟจึงตั้งเป็นกฎเรียกว่า “กฎพีริออดิก” โดยได้เสนอความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะเสนอผลงานเพียงหนึ่งปี เพื่อเป็นเกียรติแก่เมเดเลเอฟ จึงเรียกตารางนี้ว่า ตารางพีริออดิกของเมเดเลเอฟ

ยูลิอุส โลทาร์ ไมเออร์
(นักเคมีชาวเยอรมัน)

เมเดเลเอฟได้นำสมบัติที่คล้ายคลึงกันของธาตุซึ่งปรากฎซ้ำกันเป็นช่วง ๆ มาพิจารณาประกอบกับการจัดเรียงธาตุตามมวลอะตอม และยังได้เว้นช่องว่างไว้สำหรับธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ โดยตำแหน่งของธาตุในตารางมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ และยังได้ทำนายสมบัติของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบไว้ 3 ธาตุ โดยให้ชื่อว่า เอคา–โบรอน , เอคา–อะลูมินัม , เอคา–ซิลิคอน ซึ่งในเวลาต่อมาได้มีผู้ค้นพบธาตุที่เมเดเลเอฟได้ทำนายไว้ ซึ่งก็คือธาตุสแกนเดียม (Sc) แกลเลียม (Ga) และเจอร์มเเนียม (Ge) ตามลำดับ

Dmitri Ivanovich Mendeleev

ตารางเปรียบเทียบสมบัติของเอคา–ซิลิคอนกับเจเมเนียม

สมบัติ	เอคา–ซิลิคอน ทำนายเมื่อ พ.ศ. 2414	เจอร์เมนียม ทำนายเมื่อ พ.ศ. 2429
มวลอะตอม	72	72.6
ความหนาแน่น (g/cm³)	5.5	5.47
สี	เทาเข้ม	เทาขาว
ความหนาแน่นของออกไซด์ (g/cm³)	EsO₂ = 4.7	GeO₂ = 4.70
ความหนาแน่นของคลอไรด์ (g/cm³)	EsCl₄ = 1.9	GeCl₄ = 1.89
จุดเดือดสารประกอบของคลอไรด์	< 100 ^OC	86 ^OC

ตารางธาตุของเมเดเลเอฟยังมีปัญหาคือไม่สามารถอธิบายได้ว่าเหตุใดจึงต้องเรียงธาตุตามมวลอะตอม เนื่องจากในสมัยนั้นการศึกษาเรื่องโครงสร้างอะตอมและไอโซโทปยังไม่ชัดเจน แต่ได้มีผู้เสนอแนวคิดไว้ว่าตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะเรียงตามมวลอะตอม แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม

คลิกดูตารางธาตุฉบับจริงของเมเดเลเอฟ

ตารางธาตุ (Periodic Table) 3

ตารางธาตุปัจจุบัน (Periodic Table)

เฮนรี โมสลีย์ ได้เสนอให้เรียงธาตุตามเลขอะตอม (เลขอะตอมคือจำนวนโปรตอน) เนื่องจากสมบัติต่าง ๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ตารางธาตุปัจจุบันจึงได้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปหามาก ซึ่งมีความสอดคล้องกับกฎพีรีออดิก และพัฒนาขึ้นมาจากตารางธาตุของเมเดเลเอฟ

Henry Mosley

Main group

Main gruop

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

VIIIA

1
H

2
He

3
Li

4
Be

IIIB

IVB

VIB

VIIB

VIIIB

IIB

5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

11
Na

12
Mg

Transition

13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

19
K

20
Ca

21
Sc

22
Ti

23
V

24
Cr

25
Mn

26
Fe

27
Co

28
Ni

29
Cu

30
Zn

31
Ga

32
Ge

33
As

34
Se

35
Br

36
Kr

37
Rb

38
Sr

39
Y

40
Zr

41
Nd

42
Mo

43
Tc

44
Ru

45
Rh

46
Pd

47
Ag

48
Cd

49
In

50
Sn

51
Sb

52
Te

53
I

54
Xe

55
Cs

56
Ba

57
La

72
Hf

73
Ta

74
W

75
Re

76
Os

77
Ir

78
Pt

79
Au

80
Hg

81
Tl

82
Pb

83
Bi

84
Po

85
At

86
Rn

87
Fr

88
Ra

89
Ac

104
Rf

105
Db

106
Sg

107
Bh

108
Hs

109
Mt

110
Uun

111
Uuu

112
Uub

113
Uut

114
Uuq

116
Uuh

118
Uuo

Lanthanide

58
Ce

59
Pr

60
Nd

61
Pm

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

Actinide

90
Th

91
Pa

92
U

93
Np

94
Pu

95
Am

96
Cm

97
Bk

98
Cf

99
Es

100
Fm

101
Md

102
No

103
Lr

โดยทั่วไปธาตุในตารางธาตุแบ่งออกเป็น 4 กลุ่ม ดังนี้

1. ธาตุหมู่หลัก (main group) หรือธาตุเรพพรีเซนเททีฟ (representative element)

2. ธาตุแทรนซิชัน (transition metal)

3. กลุ่มแลนทาไนด์ (lanthanide)

4. กลุ่มแอกทิไนด์ (actinides)

ธาตุหมู่หลักประกอบด้วยโลหะที่ว่องไว (active metal) 2 หมู่ทางซ้ายของตารางธาตุ คือหมู่ IA และหมู่ IIA ถัดมาทางขวาเป็นโลหะ กึ่งโลหะ และอโลหะ ในหมู่ IIIA , IVA , VA , VIA , VIIA และ VIIIA ตามลำดับ

ธาตุแทรนซิชันเป็นธาตุพวกโลหะที่เชื่อมต่อระหว่างสองข้างที่เป็นธาตุหมู่หลักของตารางธาตุ กลุ่มแลนทาไนด์และกลุ่มแอกทิไนด์ จะอยู่ด้านล่างของตารางธาตุ ซึ่งบางครั้งเรียกธาตุสองกลุ่มนี้ว่า inner transition metals เพราะมีเลขอะตอมอยู่ระหว่างธาตุสองกลุ่มแรกในแถวล่างสุดของตารางธาตุ

หมู่ (group)

ตารางธาตุปัจจุบันแบ่งธาตุในแนวตั้งออกเป็น 18 แถว เรียกว่า “หมู่” โดยแยกออกเป็นกลุ่มย่อย A และ B กลุ่ม A มี 8 หมู่คือ IA , IIA , IIIA , IVA , VA , VIA , VIIA และ VIIIA กลุ่ม B มี 8 หมู่เช่นเดียวกัน คือ IB ถึง VIIIB ซึ่งทั้งหมดเป็นธาตุแทรนซิชัน

ธาตุในกลุ่ม A เรียกว่าธาตุหมู่หลัก (Main group หรือ representative) จะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่มีความสัมพันธ์กัน โดยธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน และตรงกับหมู่นั้น ๆ เช่น

£ ธาตุ Na เลขอะตอม 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น 2 , 8 , 1

£ ธาตุ K เลขอะตอม 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น 2 , 8 , 8 , 1

ดังนั้น Na และ K จึงจัดในหมู่ IA เช่นเดียวกัน

คาบ (period)

ในแนวนอนจะเรียกว่า “คาบ” ตารางธาตุมี 7 คาบ แต่ละคาบเรียงตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามลำดับ

คาบที่ 1 มี 2 ธาตุ คือ H , He

คาบที่ 2 และ 3 มีคาบละ 8 ธาตุ Li ถึง Ne และ K ถึง Ar ตามลำดับ

คาบที่ 4 และ 5 มีคาบละ 18 ธาตุ K ถึง Kr และ Rb ถึง Xe ตามลำดับ

คาบที่ 6 มี 32 ธาตุ แบ่งเป็น 2 กลุ่มคือกลุ่มแรก Cs ถึง Rn และกลุ่มหลังมี 14 ธาตุ คือ Ce ถึง Lu เรียกกลุ่มนี้ว่าแลนทาไนด์ (Lanthanide)

คาบที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่มคือกลุ่มแรกเป็นธาตุที่มีการค้นพบใหม่ ๆ ตลอดเวลา และกลุ่มหลังมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr เรียกกลุ่มนี้ว่าแอคทีไนด์ (Actinide)

ทางด้านขวาของตารางธาตุมีเส้นทึบขั้นคล้ายขั้นบันไดแบ่งธาตุออกเป็นโลหะและอโลหะ ธาตุทางด้านซ้ายของขั้นบันไดเป็นโลหะ (metal) ทางด้านขวาเป็นอโลหะ (non–metal) ธาตุที่ติดอยู่กับขั้นบันไดทั้งทางซ้ายและทางขวาจะมีสมบัติบางประการคล้ายโลหะ และบางประการคล้ายอโลหะ เรียกธาตุเหล่านี้ว่า “ธาตุกึ่งโลหะ” (metaloid) ได้แก่ B , Si , Ge , As , Sb , Te , Po และ At

เมื่อพิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของธาตุในตารางธาตุพบว่า

1. ธาตุที่อยู่ในแนวตั้งในกลุ่มย่อย A (หมู่เดียวกัน) จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน และจำนวนเวเลนซ์อิเล๋กตรอนจะตรงกับเลขหมู่

2. สำหรับธาตุตามแนวนอนที่อยู่ในแถวเดียวกัน (คาบเดียวกัน) พบว่า ธาตุในกลุ่มย่อย A มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน และจำนวนระดับพลังงานจะตรงกับเลขที่คาบ เช่น

£ ธาตุ Na มีเลขอะตอม 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s22p6 3s1 ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 1

£ ธาตุ K มีเลขอะตอม 19 จัดอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 ซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 8 1

ดังนั้นธาตุ Na และ K จึงอยู่ในหมู่ IA เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1

£ Na อยู่ในคาบที่ 3 เพราะมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 3

£ K จะอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 4

การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัลสัมพันธ์กับกลุ่มธาตุ

การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล s p d และ f ของธาตุในตารางธาตุ ถ้าพิจารราออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงสุดในแต่ละธาตุ สามารถแบ่งกลุ่มธาตุในตารางธาตุได้ดังนี้

£ ธาตุกลุ่ม s ได้แก่ธาตุในหมู่ IA และ IIA อิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นจะถูกบรรจุเข้าใน s–orbital

£ ธาตุกลุ่ม p ได้แก่ธาตุในหมู่ IIIA และ VIIIA และแก๊สเฉื่อย อิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นจะถูกบรรจุเข้าใน p–orbital

£ ธาตุกลุ่ม d ได้แก่ธาตุในหมู่ IIIB และ IIB อิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นจะถูกบรรจุเข้าใน d–orbital

£ ธาตุกลุ่ม f ได้แก่ธาตุในกลุ่มแลนทาไนด์ และแอคทีไนด์ อิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นจะถูกบรรจุเข้าใน f–orbital

การเรียกชื่อธาตุ

องค์การนานาชาติทางเคมี (International Union of Pure and Applied Chemistry : IUPAC) ได้กำหนดให้เรียกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไปตามระบบตัวเลขเป็นภาษาละติน และลงท้ายเสียงของชื่อธาตุเป็น –ium เป็นชื่อเรียกสำหรับธาตุที่ยังไม่มีชื่อที่ยอมรับเป็นสากล การเขียนสัญลักษณ์ให้ใช้อักษรตัวแรกของจำนวนนับแต่ละตัวมาเขียนเรียงกันดังนี้

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

ตัวอย่างการเรียกชื่อธาตุ เช่น

เลขอะตอม	สัญลักษณ์	ชื่อธาตุ
106	Unh	Unnylhexium
114	Uuq	Ununquadium
118	Uuo	Ununoctium

ขนาดของอะตอม 1

สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ

จากการศึกษาการจัดเรียงธาตุในตารางธาตุ ช่วยให้ทราบว่าตารางธาตุในปัจจุบันจัดเป็นหมู่และคาบโดยอาศัยสมบัติบางประการที่คล้ายกัน สมบัติของธาตุตามหมู่และคาบได้แก่ ขนาดอะตอม รัศมีไอออน พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโทรเนกาติวิตี สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน จุดหลอมเหลวและจุดเดือด และเลขออกซิเดชัน จะมีแนวโน้มแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น ซึ่งเรียกว่า “สมบัติตามตารางธาตุ” (periodic properties)

1. ขนาดอะตอม

จากการศึกษาโครงสร้างอะตอมตามทฤษฎีของโบร์ (Bohr Theory) อิเล็กตรอนในอะตอมจะมีระดับพลังงานได้หลายค่า และเมื่ออิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมากก็จะยิ่งมีพลังงานสูง ดังนั้นขนาดของอะตอมจะเล็กหรือใหญ่จึงขึ้นอยู่กับอิเล็กตรอนในชั้นนอกสุดว่าอยู่ในระดับพลังงานใด และขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ซึ่งจะมีความสัมพันธ์กับหมู่และคาบของธาตุในตารางธาตุด้วย เมื่อจะศึกษาแนวโน้มของขนาดอะตอมจึงต้องพิจารณาแนวโน้มของขนาดอะตอมตามหมู่และตามคาบ เนื่องจากแนวโน้มนี้จะแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นและจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน

การวัดขนาดที่แน่นอนของอะตอมเป็นสิ่งที่ทำได้ยาก เพราะการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอมตามแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกนั้นบอกไม่ได้ว่าสิ้นสุดตรงไหนเพียงแต่คาดว่าเมื่อไกลนิวเคลียสออกไปมาก ๆ โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนมีน้อยจนเกือบเป็นศูนย์ และการที่จะแยกอะตอมออกมาเพียงอะตอมเดียวเพื่อวัดขนาดให้แน่นอนก็ทำไม่ได้เพราะอะตอมมีขนาดเล็กมาก นักเคมีมีวิธีที่จะบอกขนาดของอะตอมได้เมื่ออะตอมรวมกันเกิดเป็นโมเลกุล โดยกำหนดให้อะตอมมีรูปร่างเป็นทรงกลม การบอกขนาดอะตอมจึงบอกเป็นรัศมีอะตอม (Atomic radius) รัศมีอะตอมมี 3 แบบ คือรัศมีโคเวเลนต์ รัศมีแวนเดอร์วาลส์ และรัศมีไอออน

1.1 รัศมีโคเวเลนต์ (Covalent radius)

โมเลกุล H₂

หาได้จากระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมหนึ่งกับอิเล็กตรอนที่ใช่ร่วมกันในการเกิดพันธะโคเวเลนต์ของอะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน ในการวัดรัศมีโคเวเลนต์จะวัดระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของ 2 อะตอมที่เกิดพันธะโคเวเลนต์ แล้วนำค่าที่ได้มาหารด้วย 2 ก็จะเป็นรัศมีโคเวเลนต์ เช่น ระยะระหว่างนิวเคลียสของ H 2 อะตอมในโมเลกุล H₂ เท่ากับ 74 พิโกเมตร (pm) จะได้ว่า

ความยาวพันธะ H–H = 74 pm

รัศมีโคเวเลนต์ของ H = pm

= 37 pm

Back to Top

โมเลกุล Cl₂

โมเลกุล CCl₄

โมเลกุล NH₃

ในโมเลกุลของคลอรีน (Cl₂ ) ความยาวพันธะของ Cl–Cl เท่ากับ 198 พิโกเมตร (pm) ดังนั้น

ความยาวพันธะ Cl–Cl = 198 pm

รัศมีโคเวเลนต์ของ Cl = pm

= 99 pm

สำหรับโมเลกุลโคเวเลนต์ที่เกิดจากอะตอมต่างชนิดกัน สามารถหารัศมีโคเวเลนต์ของอะตอมชนิดหนึ่งได้ถ้าทราบรัศมีโคเวเลนต์ของอีกอะตอมหนึ่ง และทราบระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองหรือความยาวพันธะ เช่น ถ้าต้องการหารัศมีโคเวเลนต์ของ C ใน CCl₄ สามารถหาได้เมื่อทราบรัศมีโคเวเลนต์ของ Cl และทราบความยาวพันธะ C–Cl ดังนี้

ความยาวพันธะ C–Cl = 176 pm

รัศมีอะตอมของ Cl = 99 pm

รัศมีโคเวเลนต์ของ C = 176 – 99 pm

= 77 pm

Back to Top

1.2 รัศมีแวนเดอร์วาลส์ (Van der Waals radius)

คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด การวัดรัศมีแวนเดอร์วาลส์ทำโดยวัดระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่สัมผัสกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์แล้วหาร 2 อะตอมที่มาสัมผัสกันต้องเป็นอะตอมชนิดเดียวกันจึงจะหารด้วย 2 ได้ เช่น รัศมีอะตอมของ Kr หรือหาจากโมเลกุลโคเวเลนต์ 2 โมเลกุลที่มาสัมผัสกัน เช่น โมเลกุลของแก๊สไฮโดรเจน 2 โมเลกุล

1.3 รัศมีโลหะ (Metalic radius)

มีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะห่างระหว่างอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด เช่น ธาตุแมกนีเซียม มีระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอม 2 อะตอมอยู่ใกล้กันมากที่สุดเท่ากับ 320 pm รัศมีอะตอมของโลหะ Mg = = 160 pm

การศึกษารัศมีอะตอมของธาตุ ทำให้ทราบขนาดอะตอมของธาตุ และสามารถเปรียบเทียบขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันหรือในหมู่เดียวกันได้

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 <Rb ทั้งนี้เพราะธาตุในหมู่เดียวกันแม้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น แต่แรงดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อยเนื่องจากจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้น จึงเป็นเสมือนฉากกั้นแรงดึงดูดระหว่างโปรตอนในนิวเคลียสกับ เวเลนซ์อิเล็กตรอน มีผลทำให้ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม แสดงว่าในกรณีนี้การเพิ่มระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

สำหรับธาตุในคาบที่ 4 คาบที่ 5 และคาบที่ 6 พบว่าขนาดอะตอมไม่เป็นไปตามแนวโน้มที่ต่อเนื่องกัน

REF: http://www.camsoft.co.kr/CrystalMaker/support/tutorials/crystalmaker/AtomicRadii.htm

2. รัศมีไอออน

ขนาดของอะตอม 2

Mg : 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
160 pm

Mg²⁺ : 1s² 2s² 2p⁶
65 pm

รัศมี O^2– = 140 pm

รัศมี Mg²⁺ = 65 pm

O : 1s² 2s² 2p⁴
73 pm

O^2– : 1s² 2s² 2p⁶
140 pm

อะตอมซึ่งมีจำนวนโปรตอนเท่ากับอิเล็กตรอน เมื่ออะตอมรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาหรือเสียอิเล็กตรอนออกไป อะตอมจะเปลี่ยนไปเป็นไอออน

การบอกขนาดของไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม นั่นคือจะบอกเป็นค่ารัศมีไอออน ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่ง ๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก ตัวอย่างของรัศมีไอออนของ Mg²⁺ และ O^2– ในสารประกอบ MgO

เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ อะตอมของโลหะจะเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมจึงลดลง ทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนลดลงด้วย หรือกล่าวได้ว่าแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนจะเพิ่มมากขึ้น จึงมีขนาดเล็กลงกว่าอะตอมเดิม ส่วนอะตอมของอโลหะส่วนใหญ่จะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนลบ เนื่องจากมีการเพิ่มของจำนวนอิเล็กตรอน จึงทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีค่าสูงขึ้น ขอบเขตของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจึงขยายออกไปจากเดิม ไอออนลบจึงมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมเดิม

แนวโน้มขนาดไอออนสรุปได้ดังนี้

1. ขนาดของไอออนของธาตุเดียวกันที่เป็นไอออนบวก

อะตอมที่มีการเสียอิเล็กตรอนไปกลายเป็นไอออนบวก ถ้าเสียอิเล็กตรอนไปยิ่งมาก ขนาดของไอออนบวกของอะตอมนั้นยิ่งลดลง ทั้งนี้เพราะอิเล็กตรอนที่เสียไปทำให้อะตอมมีอิเล็กตรอนเหลือน้อยลง แต่จำนวนประจุบวกในนิวเคลียสยังคงเดิม อิเล็กตรอนที่เหลืออยู่จะถูกนิวเคลียสดูดมากยิ่งขึ้น ขนาดไอออนจึงลดลง A > A⁺ > A²⁺ > A³⁺ > . . .

2. ขนาดอะตอมกับขนาดของไอออนลบ

อะตอมที่ได้รับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนลบ ทำให้มีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น แต่จำนวนโปรตอนเท่าเดิม ขนาดอะตอมจะใหญ่ขึ้น X < X^– < X^2– < X^3– < . . .

3. ขนาดของไอออนและขนาดของอะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน

เมื่อไอออนมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน จะต้องพิจารราจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ถ้ามีโปรตอนมากขึ้น ขนาดจะยิ่งลดลง เพราะแรงดึงดูดที่นิวเคลียสมีมาก

4. ขนาดของไอออนของธาตุในหมู่เดียวกัน

ขนาดจะใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง นั่นคือข้างบนจะมีขนาดเล็ก ข้างล่างจะมีขนาดใหญ่ โดยมีเหตุผลเช่นเดียวกับขนาดอะตอม

5. ขนาดของไอออนของอะตอมในคาบเดียวกัน

. ₃Li⁺ 2	₄Be²⁺ 2	₅B³⁺ 2	₆C^4– 2 , 8	₇N^3– 2 , 8	₈O^2– 2 , 8	₉F^– 2 , 8
ใหญ่ โลหะ เล็ก			ใหญ่	อโลหะ		เล็ก

คลิกที่สวิทช์เพื่อดูแนวโน้มขนาดไอออน

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 IE₁ พลังงานที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวต่อ ๆ ไปหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สก็จะเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 2 , 3 , . . . ตามลำดับ และเขียนย่อเป็น IE₂ , IE₃ , . . . ตามลำดับ เช่น ธาตุโบรอนมี 5 อิเล็กตรอน ก็จะมีพลังงานไอออไนเซชัน 5 ค่า ดังนี้

B(g) B+(g) + e– IE = 807 kJ/mol

B⁺(g) B2+(g) + e– IE = 2433 kJ/mol

B2+ (g) B3+ (g) + e– IE = 3666 kJ/mol

B3+ (g) B4+ (g) + e– IE = 25033 kJ/mol

B4+ (g) B5+ (g) + e– IE = 32834 kJ/mol

พลังงานไอออไนเซชันกับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน

ค่าพลังงานไอออไนเซชันของธาตุต่าง ๆ ในตารางธาตุใช้เป็นข้อมูลในการจัดกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส ซึ่งพบความสัมพันธ์คือ อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน (ชั้นเดียวกัน) จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันใกล้เคียงกัน และอิเล็กตรอนที่อยู่ต่างระดับพลังงานกัน จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันแตกต่างกันมาก ซึ่งสรุปความสัมพันธ์ถึงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานจะมีจำนวนไม่เกิน 2n2 ตามที่ได้กล่าวมาแล้ว

การเปรียบเทียบพลังงานไอออไนเซชันของธาตุจะใช้เฉพาะ IE₁ ซึ่งเมื่อนำค่า IE₁ มาเปรียบเทียบได้ดังกราฟ

กราฟแสดงพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1

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 อิเล็กตรอนจึงหลุดออกจากอะตอมได้ยาก

2. แนวโน้มค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ( IE₁) ตามหมู่ ปัจจัยทีมีผลคือคือขนาดอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากระดับพลังงาน ค่า IE₁ จะลดลงเมื่ออะตอมมีขนาดใหญ่ขึ้น เพราะขนาดอะตอมที่ใหญ่ขึ้นจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น อิเล็กตรอนจะได้รับแรงดึงดูดจากนิวเคลียสน้อย อิเล็กตรอนจะหลุดออกจากอะตอมได้ง่าย

อิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity : EN)

อิเล็กโทรเนกาติวิตี (electronegativity : EN) หมายถึงค่าที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของอะตอมคู่ที่เกิดพันธะที่จะรวมกันเป็นโมเลกุล ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงตะมีความสามารถในการดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ดี ได้แก่พวกอโลหะ ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำจะดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ไม่ดี ได้แก่พวกโลหะ เช่น โมเลกุลของ HCl เนื่องจาก Cl ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H ดังนั้น Cl จึงมีค่าอิเล็กโทรเนเติวิตีสูงกว่า H แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุเป็นดังนี้

ตารางแสดงค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุ

						1 H 2.20	2 He
3 Li 0.98	4 Be 1.57	5 B 2.04	6 C 2.55	7 N 3.04	8 O 3.44	9 F 3.98	10 Ne
11 Na 0.93	12 Mg 1.31	13 Al 1.61	14 Si 1.90	15 P 2.19	16 S 2.58	17 Cl 3.16	18 Ar
19 K 0.82	20 Ca 1.00	31 Ga 1.81	32 Ge 2.01	33 As 2.18	34 Se 2.55	35 Br 2.96	36 Kr
37 Rb 0.79	38 Sr 0.95	49 In 1.78	50 Sn 1.96	51 Sb 2.05	52 Te 2.10	53 I 2.66	54 Xe
55 Cs 0.70	56 Ba 0.89	81 Tl 2.04	82 Pb 2.33	83 Bi 2.02	84 Po 2.00	85 At 2.20	86 Rn
87 Fr 0.70	88 Ra 0.90

สรุปแนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี

1. แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีตามคาบ

ปัจจัยที่มีผลคือเลขอะตอมหรือประจุบวกในนิวเคลียส ธาตุที่มีประจุบวกในนิวเคลียสมากจะมีค่า EN สูง ดังนั้นธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีค่า EN ดังนั้นธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีค่า EN เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะประจุบวกที่นิวเคลียสจะส่งแรงดึงดูดกระทำต่ออิเล็กตรอนได้มาก

2. แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีตามหมู่

ปัจจัยที่มีผลคือขนาดอะตอมซึ่งเป็นผลมาจากจำนวนระดับพลังงาน ธาตุที่มีจำนวนระดับพลังงานน้อย หรือขนาดอะตอมเล็ก จะมีค่า EN สูงกว่าธาตุที่มีขนาดอะตอมใหญ่ในหมู่เดียวกัน เพราะอะตอมที่มีขนาดใหญ่นิวเคลียสจะส่งแรงดึงดูดออกไปที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนได้น้อย ดังนั้น “ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีค่า EN ลดลงจากบนลงล่าง”

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron affinity : EA)

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (electron affinity : EA) หมายถึงพลังงานที่อะตอมในสถานะแก๊สคายออกเมื่ออะตอมได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน ซึ่งเขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงพลังงานได้ดังนี้

A(g) + e^– A^–(g) + DE

EA มีค่าเป็นลบ (–) เนื่องจากมีการคายพลังงานออกมา แสดงว่าอะตอมนั้นมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนเข้ามาได้ดี ความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของแต่ละธาตุมีความแตกต่างกัน ดังตัวอย่าง

F(g) + e– F– (g) EA = –333 kJ/mol

O(g) + e– O– (g) EA = –142 kJ/mol

P(g) + e– P– (g) EA = –74 kJ/mol

จากตัวอย่างแสดงว่า F มีแนวโน้มรับอิเล็กตรอนได้สูงกว่า O และ P ตามลำดับ เมื่ออะตอมของธาตุรับ 1 อิเล็กตรอนแล้ว การรับอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นอีก 1 อิเล็กตรอนจะรับได้ยากขึ้น ดังนั้นค่า EA จึงมีค่าสูงขึ้นจนเป็นบวกได้ เช่น

O^–(g) + e^– O^2–(g) EA = 780 kJ/mol

โลหะมีแนวโน้มที่จะเสียอิเล็กตรอน โดยทั่วไปค่า EA ของโลหะจึงมีค่าเป็นลบน้อย ๆ ถึงค่าบวกน้อย ๆ ดังตาราง

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

สรุปแนวโน้มสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน

1. เมื่อพิจารณาตามคาบ ค่า EA ในหมู่ IA IIA และ IIIA มีค่าเป็นลบน้อยกว่าธาตุที่อยู่ทางขวามือ แสดงว่าธาตุในหมู่ดังกล่าวมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนได้น้อยมาก โดยเฉพาะธาตุในหมู่ IIA มีค่า EA สูงที่สุด แสดงว่ารับอิเล็กตรอนยากที่สุด

2. ธาตุหมู่ IVA VA VIA และ VIIA มีแนวโน้มสูงที่จะรับอิเล็กตรอน โดยเฉพาะธาตุหมู่ VIIA ชอบที่จะรับอิเล็กตรอนสูงที่สุด การรับอิเล็กตรอนของธาตุในหมู่ VIIA จะทำให้อะตอมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนแก๊สเฉื่อยซึ่งมีความเสถียรมาก EA ของแก๊สเฉื่อยจึงมีค่าเป็นบวก

จุดหลอมเหลวและจุดเดือด (Melting point , Boiling point)

สารต่าง ๆ จะมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาค ซึ่งขึ้นอยู่กับว่าสารนั้น ๆ อยู่ในรูปโมเลกุลหรืออะตอม ความแข็งแรงของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคจะมีผลต่อจุดหลอมเหลวและจุดเดือด สารที่ที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคแข็งแรงมากจุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง ส่วนสารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคแข็งแรงน้อย จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะต่ำ

ตารางจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุ

						–259.1 H –269	–272 He 1269
179 Li 1317	1280 Be 2770	2300 B 2550	>3500 C 4827	–209.86 N –195.8	–218 O –183	–223 F –187	–248 Ne –246
97.6 Na 892	650 Mg 1170	660 Al 2450	1410 Si 2355	44 P 280	113 S 445	–102 Cl ––35	–248 Ar –186
63 K 770	839+2 Ca 1484	29.78 Ga 2403	937.4 Ge 2830	358 As 613	217 Se 685	–7 Br 59	–157 Kr –153
39 Rb 688	770 Sr 1580	156.61 In 2080	231.9 Sn 2270	631 Sb 1635	450 Te 990	114 I 183	–112 Xe –107
28 Cs 678	714 Ba 1640	660+10 Tl 3287	327.5 Pb 1740	271.3 Bi 156+5	254 Po 962	1050 At 3200–300	–71 Rn –62
– Fr –	700 Ra <1140

สรุปแนวโน้มของจุดหลอมเหลวและจุดเดือด

1. แนวโน้มจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามคาบ

เมื่อพิจารณาตามคาบ ธาตุหมู่ IA IIA IIIA และ IVA จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มสูงขึ้นตามลำดับ โดยเฉพาะหมู่ IVA จะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงที่สุด ส่วนหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA จุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ

Ã การที่จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA ที่อยู่ในคาบเดียวกันมีแนวโน้มสูงขึ้นตามเลขอะตอม เนื่องจากเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น อะตอมจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้น รวมทั้งมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อิสระแข็งแรงขึ้น สำหรับธาตุหมู่ IVA บางธาตุมีโครงสร้างเป็นแบบโครงผลึกร่างตาข่าย จึงทำให้มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีค่าสูงขึ้น ซึ่งอธิบายได้อีกเหตุผลหนึ่งคืออะตอมของโลหะจะยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ โดยความแข็งแรงของพันธะโลหะจะพิจารณาดังนี้

£ แปรผันตรงกับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน ธาตุที่มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาก พันธะโลหะจะแข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

£ แปรผกผันกับขนาดอะตอม ธาตุที่มีขนาดอะตอมเล็กพันธะโลหะจะแข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

Ã ธาตุหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ และมีค่าใกล้เคียงกัน เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของธาตุกลุ่มนี้มีค่าต่ำมาก โมเลกุลของอโลหะยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์ โดยแรงแวนเดอร์วาลส์จะแปรผันตรงกับมวลโมเลกุล และขนาดโมเลกุล

£ โมเลกุลที่มีมวลโมเลกุลสูง หรือขนาดโมเลกุลใหญ่จะมี
แรงแวนเดอร์วาลส์แข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

2. แนวโน้มจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามหมู่

เมื่อพิจารณาตามหมู่พบว่าจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA ส่วนใหญ่มีค่าลดลงเมื่อมีเลขอะตอมเพิ่มขึ้น หรือมีแนวโน้มลดลงจากบนลงล่างตามหมู่ เนื่องจากมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น ความแข็งแรงของพันธะโลหะจะลดลงตามหมู่ ส่วนธาตุหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม ซึ่งเป็นผลมาจากมีมวลอะตอมเพิ่มขึ้น ทำให้แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล (แรงแวนเดอร์วาลส์) มีค่ามากขึ้น สำหรับจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IVA มีแนวโน้มที่ไม่ชัดเจน เนื่องจากธาตุหมู่ IVA มีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมแตกต่างกัน จึงไม่สามารถสรุปแนวโน้มได้

เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)

หมายถึงจำนวนประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ

ในกรณีที่เป็นสารประกอบไอออนิก เลขออกซิเดชันเป็นค่าแสดงประจุไฟฟ้าของไอออน โดยอะตอมที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก อะตอมที่รับอิเล็กตรอนจะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ เช่น โซเดียมคลอไรด์ (NaCl) ประกอบด้วยโซเดียมไอออน (Na⁺) และคลอไรด์ไอออน (Cl^-) ซึ่งเกิดจากการที่อะตอมของโซเดียมมีการเสียอิเล็กตรอนไปหนึ่งอิเล็กตรอน โซเดียมจึงมีประจุเท่ากับ +1 และคลอรีนได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน คลอรีนจึงมีประจุเป็น -1 ดังนั้นเลขออกซิเดชันของโซเดียมและคลอรีนในสารประกอบโซเดียมคลอไรด์จึงมีค่าเท่ากับ +1 และ -1 ตามลำดับ

ในกรณีสารประกอบโคเวเลนต์ซึ่งไม่มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนกันระหว่างอะตอม แต่มีการใช้เวเลนซ์อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมของธาตุที่เป็นองค์ประกอบ เลขออกซิเดชันจึงเป็นค่าแสดงประจุไฟฟ้าสมมติของอะตอมของธาตุ ซึ่งสามารถกำหนดเลขออกซิเดชันได้โดยพิจารณาจากค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมที่ใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าจะดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า จะแสดงอำนาจขั้วไฟฟ้าเป็นลบ (d^-) อะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่าจะแสดงอำนาจขั้วไฟฟ้าเป็นบวก (d⁺) เช่น แก๊สแอมโมเนีย (NH₃) 1 โมเลกุลเกิดจากการสร้างพันธะระหว่าง N 1 อะตอม และ H 1 อะตอม โดยใช้อิเล็กตรอนร่วมกันดังนี้

^{ไนโตรเจน (N)
มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าไฮโดรเจน (H)
ดังนั้นไนโตรเจนจึงแสดงอำนาจขั้วไฟฟ้าลบ และมีเลขออกซิเดชันเป็น
-3 ส่วนไฮโดรเจนแสดงอำนาจขั้วไฟฟ้าบวก
และมีเลขออกซิเดชันเป็น +1}

เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน มีเกณฑ์ดังนี้

1. ธาตุอิสระทุกชนิดทั้งที่อยู่ในรูปอะตอมหรือโมเลกุล มีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ เช่น Fe , Zn , H₂ , N₂ , O₂ , P₄ , S₈ ต่างมีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์

2. ออกซิเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน -2 ยกเว้นในสารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น Na₂O₂ , H₂O₂ , BaO₂ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1 ในสารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น KO₂ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1/2 ในสารประกอบ OF₂ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน +2

3. ไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน +1 ยกเว้นในสารประกอบโลหะไฮไดรด์ เช่น NaH ไฮโดรเจนมีเลขออกซิเดชัน -1

4. ไอออนของธาตุมีเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น H⁺ เลขออกซิเดชันเท่ากับ +1 , Ca²⁺ เลขออกซิเดชันเท่ากับ +2 , Cl^- เลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 เป็นต้น

5. ไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่า 1 ชนิด ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น Cr₂O₇^2- มีประจุ -2 ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ Cr₂O₇^2- จึงเท่ากับ -2

6. ในสารประกอบใด ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับศูนย์ เช่น CaO เลขออกซิเดชันของแคลเซียมเท่ากับ +2 ของออกซิเจนเท่ากับ -2 ซึ่งรวมกันจะเท่ากับศูนย์

ตัวอย่างที่ 1 จงหาเลขออกซิเดชันของ Mn ในสารประกอบ KMnO₄

ผลรวมเลขออกซิเดชันของ KMnO₄

=

0

K + Mn + 4(O)

=

0

(+1) + Mn + 4(-2)

=

0

Mn

=

(+8) - 1

=

+7

ตัวอย่างที่ 2 จงหาเลขออกซิเดชันของ Cr ในสารประกอบ K₂Cr₂O₇

ผลรวมเลขออกซิเดชันของ K₂Cr₂O₇

=

0

2K + 2Cr + 7(O)

=

0

2(+1) + 2Cr + 7(-2)

=

0

2Cr

=

(+14) - 2

Cr

=

+6