สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ
สรุป เนื้อหา “ตารางธาตุ” และ “สมบัติของธาตุบางประการตามหมู่และตามคาบ” ดังนี้ อิอิ
ส่วนที่ 1 ตารางธาตุ ก่อนจะเป็นตารางธาตุ
- ปี พ.ศ. 2360 โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุ ตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า “ชุดสาม” โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ เช่น Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยนของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวล 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 ดังรูป
หลักการนี้ใช้ไม่ได้กับธาตุบางชนิด ชุดสามของกลุ่มธาตุบางชนิด ธาตุตรงกลาง มีมวลอะตอมไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุที่เหลือทั้ง 2
- ปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ ได้เสนอกฎในการจัดเรียงธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า “ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ” (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)
- ปี พ.ศ. 2412 ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ และ ดิมิทรี อิวา–โนวิช เมนเดเลเอฟ ได้จัดธาตุโดยเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากโดยพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ เมนเดเลเอฟจึงตั้งกฎที่เรียกว่า กฏพิริออดิก และเรียกตารางธาตุว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ
- ต่อมา เฮนรี โมสลีย์ ได้เสนอให้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ดังนั้น ตารางธาตุปัจจุบันจึงจัดเรียงตามเลขอะตอมจากน้อยไปมาก
สรุปเกี่ยวกับตารางธาตุ แบ่งธาตุในแนวตั้ง (หมู่) แบ่งออกเป็น 18 แถว โดยธาตุทั้งหมด 18 แถว แบ่งเป็น 2 กลุ่มใหญ่ คือ
– กลุ่ม A มี 8 หมู่ คือ IA ถึง VIIIA
– กลุ่ม B มี 8 หมู่ คือ IB ถึง VIIIB เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน (Transition)
โดย
- ธาตุหมู่ที่ IA เรียกว่า “โลหะแอลคาไลน์” ได้แก่ Li Na K Rb Cs และ Fr
- ธาตุหมู่ที่ IIA เรียกว่า “ โลหะอัลคาไลน์ เอิร์ท” ได้แก่ Be Mg Ca Sr Ba และ Ra
- ธาตุหมู่ที่ VIIA เรียกว่า “ธาตุเฮโลเจน (Halogen)” ได้แก่ F , Cl , Br , I และ At
- ธาตุหมู่ที่ VIIIA เรียกว่า “ก๊าซเฉื่อย (Inert gas or Noble gas)” ได้แก่ He , Ne , Ar , Kr , Xe และ Rn
ตารางธาตุในแนวนอนเรียกว่า “คาบ” แบ่งได้ 7 คาบ
- คาบที่ 6 แบ่งธาตุเป็น 2 กลุ่ม
– กลุ่มแรกมี 18 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn
– กลุ่มที่สองมี 14 ธาตุ คือ Ce ถึง Lu เรียกกลุ่มนี้ว่าLantanides
- คาบที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม
– กลุ่มแรกเริ่มจาก Fr เป็นต้นไปและมีการค้นพบเกิดขึ้นตลอดเวลา
– กลุ่มสองมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr เรียงกลุ่มนี้ว่า Actinides
“หมู่เดียวกัน จะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขประจำหมู่”
“คาบเดียวกัน จะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขที่คาบ”
กลุ่ม s, p, d และ f-block สามารถจัดกลุ่มได้ดังรูป
การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม่ ตั้งตามระบบ IUPAC (InternationalUnion of Pure and Applied Chemistry)
- ใช้กับธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป
- ให้ตั้งชื่อธาตุโดยระบุเลขอะตอมเป็น ภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย– ium
ระบบการนับเลขในภาษาละติน
0 นิล (nil)
1 อูน (un)
2 ไบ (bi)
3 ไตร (tri) 4 ควอด (quad) 5 เพนท์ (pent) 6 เฮกซ์ (hex) 7 เซปท์ (sept) 8 ออกต์(oct) 9 เอนน์ (enn) ตัวอย่างการเรียกชื่อ
- ธาตุที่ 104 ตามระบบ IUPAC อ่านว่า
Unn+nil+quad+ium = Unnilquadium
- ธาตุที่ 105 อ่านว่า
Unn+nil+pent+ium = Unnilpentium
ส่วนที่ 2 สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ
1. ขนาดอะตอม
การบอกขนาดอะตอมจะบอกโดยใช้รัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน รัศมีอะตอมมีหลายแบบ ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม
– รัศมีโคเวเลนต์ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน
ตัวอย่างรัศมีโคเวเลนต์
– รัศมีแวนเดอร์วาลล์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด
ตัวอย่างรัศมีแวนเดอร์วาลล์
– รัศมีโลหะ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด
แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ
2. รัศมีไอออน
ไอออน คือ อะตอมของธาตุ หรือกลุ่มอะตอมของธาตุที่มีประจุ คือ ไอออนทุกชนิดจะต้องมีจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับอิเล็กตรอนถ้าจำนวนโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนบวก และถ้ามีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ
การบอกขนาดไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก
ตัวอย่างรัศมีไอออน
แนวโน้มของขนาดไอออนในตารางธาตุ
สามารถศึกษาเพิ่มเติมได้ที่ Link: รัศมีไอออน
3. พลังงานไออนไนเซชัน (Ionization Energy; IE)
คือ พลังงานจำนวนน้อยที่สุดที่ใช้ดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมของธาตุที่เป็นแก๊สครั้งละ 1 อิเล็กตรอนทำให้กลายเป็นไอออนบวกที่เป็นแก๊ส
สามารถเขียนสมการได้ดังนี้
X(g) + IE —-> X+ (g) + e–
ตัวอย่าง ค่า IE1 ถึง IE3 ของ Li
Li(g) 
Li+(g) + e– IE1 = 520 kJ/mol
Li+(g) + e– IE1 = 520 kJ/mol
Li+(g) Li2+(g) + e– IE2 = 7,394 kJ/mol
Li2+(g) + e– IE2 = 7,394 kJ/mol
Li2+(g) Li3+(g) + e– IE3 = 11,815 kJ/mol
Li3+(g) + e– IE3 = 11,815 kJ/mol
ตัวอย่างกราฟไอออนไนเซชัน
แนวโน้มค่า IE
4. อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity; EN)
คือ ค่าที่แสดงความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองของอะตอมของธาตุ ในพันธะเคมีหนึ่ง อะตอมที่มีค่า EN สูงจะดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าอะตอมที่มี EN ต่ำ
ลักษณะทั่วไป
- โลหะทั่วไปมีค่า EN ต่ำกว่า จึงเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่าเกิดไอออนบวก อโลหะทั่วไปมีค่า EN สูง จึงชิงอิเล็กตรอนได้ดีเกิดไอออนลบ ธาตุเฉื่อยไม่มีค่า EN
- ค่า EN ขึ้นอยู่กับ
ก. ขนาดอะตอม หรือจำนวนระดับพลังงาน
ข. ถ้าอะตอมที่มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ค่า EN ขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเป็นเกณฑ์
5. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity; EA)
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน คือ พลังงาน ที่อะตอมในสถานะแก๊ส คายออกมา เมื่อได้ รับอิเล็กตรอน
6. จุดเดือดและจุดหลอมเหลว
แนวโน้มจุดเดือดและจุดหลอมเหลว ตามหมู่
- หมู่ IA IIA และ IIIA ลดลงจากบนลงล่าง (ลดตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น)
- หมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA เพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง (เพิ่มตามเลขอะตอม)
- หมู่ IVA มีแนวโน้มที่ไม่แน่นอน
ตามคาบ
- หมู่ IA IIA IIIA และ IVA แนวโน้มสูงขึ้น
- หมู่ IVA มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูงที่สุด เพราะบางธาตุมีโครงสร้างเป็นผลึกร่างตาข่าย
- หมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA จุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ำ เนื่องจากมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลที่มีค่าต่ำมาก
7. เลขออกซิเดชัน (Oxidation Number)
เลขออกซิเดชัน คือ เลขที่แสดงถึงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ
ธาตุแต่ละชนิดมีเลขออกซิเดชันเป็นเท่าไหร่ให้เป็นไปตามเกณฑ์ดังนี้
ตัวอย่างเลขออกซิเดชันของธาตุ
ตัวอย่างการหาค่าเลขออกซิเดชันครับ (ตาม Link เลยครับ)
Link: ตัวอย่างไอออนลบที่ควรทราบ (อ้างอิงจาก: ChemistryKruBoy)
เป็นอย่างไรบ้างครับนักเรียน ครูหวังว่านักเรียนคงจะได้ความรู้ไปเยอะแยะเลยทีเดียว หากนักเรียนยังอยากได้ความรู้เพิ่มเติมอีก สามารถศึกษาเพิ่มเติมได้จาก Reference ดังนี้ หรือสามารถสืบค้นจากแหล่งข้อมูลอื่นๆ ก็ได้ครับ
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น