อะตอมและตารางธาตุ

1


บทที่ 1 อะตอมและตารางธาตุ


1. ววัฒนาการแบบจ าลองอะตอมและการทดลองเกี่ยวกับแบบจ าลองอะตอม
ิ

ประมาณ 500 ปีก่อนคริสตศักราช นักปราชญ์ชาวกรีกชื่อ ดิโมเครตุส (Democritus) และลาซิปปุส

(Leucippus) เชื่อว่าเมื่อย่อยสารลงไปเรื่อยๆจะได้ส่วนที่เล็กที่ที่สุดซึ่งไม่สามารถแบ่งให้เล็กลงได้อีก เรียกว่า

“อะตอม” (Atom มาจากภาษากรีกค าว่า Atomos ,A = Not = ไม่ ,Tomos = To cut = ตัด,แบ่ง) หมายถึง

สิ่งที่ไม่สามารถแบ่งได้อีก

จนกระทั่งต่อมาในปี ค.ศ. 1808 นักวิทยาศาสตร์ชาวองกฤษ ได้เสนอแนวคิดเกี่ยวกับอะตอมซึ่ง
ั
สามารถสรุปได้ดังนี้


1. สสารประกอบด้วยส่วนที่เล็กที่สุดเรียกว่า “อะตอม” (เป็นค าเดียวกันกับดิโมเครตุส)

2. อะตอมเป็นทรงกลมตัน ที่ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก

3. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะเหมือน และอะตอมของธาตุต่างชนิดจะต่างกัน
4. เมื่ออะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ขนิดขึ้นไปมารวมตัวกันเป็นสารประกอบ จะมีสัดส่วนการรวมตัวเป็นลง

ตัวอย่างง่าย เช่น H O , CO เรียกว่ากฎสัดส่วนคงท ี่
2
2
5. อะตอมจะสร้างขึ้นใหม่หรือท าลายอะตอมให้หายไปไม่ได้









ภาพที่ 1 แบบจ าลองอะตอมของจอห์น ดอลตัน
ในปี 1898 เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน (Sir Joseph John Thomson) นักฟิสิกส์ชาวองกฤษ ได้ท าการ
ั
ทดลองโดยดัดแปลงหลอดรังสีแคโทดของวิลเลี่ยม ครูกส์ พบว่าเมื่อท าให้หลอดอยุ่ในภาวะสุญญากาศ ความ

้
ั
-6
ดันภายในหลอดต่ า(ประมาณ 10 atm) ความต่างศกย์ไฟฟาสูง(ประมาณ 10,000 โวลต์) และฉาบฉากเรือง
แสงที่ขั้วของหลอด(ZnS) จะสังเกตว่ามีการไหลของกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นโดยมีทิศทางการไหลจากขั้วแคโทด
และจะทะลุผ่านขั้วของแอโนดไปกระทบกับฉากเรืองแสงท าให้มีแสงสว่างเกิดขึ้น โดยปกตอรังสีแคโทดจะ

เคลื่อนที่เป็นเส้นตรง แต่ถ้าอยู่ในสนามแม่เหล็กหรือสนามไฟฟ้าจะเบี่ยงเบนไปทางขั้วบวกของสนามแม่เหล็ก
และสนามไฟฟ้า ทอมสันจึงสรุปว่า รังสีแคโทดประกอบด้วยอนุภาคลบ













ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

2

































ภาพที่ 2 หลอดรังสีแคโทดของ ทอมสัน


ทอมสัน ได้ท าการทดลองต่อโดย

1. เปลี่ยนแก๊สภายในหลอดรังสีแคโทด โดยโลหะที่ท าขั้วยังคงเดิม พบว่าได้ผลการทดลองเช่นเดิม

2. เปลี่ยนโลหะที่ใช้ท าขั้ว แต่แก๊สชนิดเดิม พบว่าได้ผลการทดลองเช่นเดิม


สรุปได้ว่า ไม่ว่าจะบรรจุแก๊สชนิดใดหรือใช้โลหะชนิดใดท าขั้ว หลอดรังสีแคโทดให้รังสีแคโทดเป็น

อนุภาคลบ


ทอมสัน ได้ท าการทดลองต่อ โดยน าหลอดรังสีแคโทดวางไว้ในสนามแม่เหล็กและสนามไฟฟ้าที่ตั้งฉากดังภาพ
























ภาพที่ 3 หลอดรังสีแคโทดของทอมสัน ท าการทดลองเพื่อหาค่าประจุต่อมวล








์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

3


จากนั้นค่อยๆเพิ่มอ านาจสนามแม่เหล็กจนรังสีแคโทดไม่มีการเบี่ยงเบน แสดงว่าขณะนั้นสนามแม่เหล็กกับ

สนามไฟฟ้ามีความแรงเท่ากัน และอาศัยความแรงนี่หาอัตราส่วนประจุต่อมวล (e/m) ของอนุภาคได้

e/m = 1.759x10 คูลอมบ์ต่อกรัม
8
ทอมสัน จึงสรุปว่าอนุภาคไฟฟ้าที่มีประจุลบเป็นองค์ประกอบของอะตอมของธาตุทุกชนิด และเรียกอนุภาคนี้ว่า

“คอร์ปัสเคิล” (Corpuscle) ซึ่งต่อมานักวิทยาศาสตร์เรียก “อิเล็กตรอน” (Electron)

















ภาพที่ 4 แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน


การหาค่าประจุของอิเล็กตรอนโดยวิธีหยดน้ ามันในสนามไฟฟ้า (oil drop experiment) ของมิลลิ

แกน (Robert Andrews Millikan) นักวิทยาศาสตร์ชาวอเมริกัน





























ภาพที่ 5 การทดลองหาค่าประจุของมิลลิแกน


ื่
ในปี ค.ศ.1908 มิลลิแกน (Robert Andrews Millikan) นักฟิสิกส์ชาวอเมริกันทาการทดลองเพอหา
ค่าประจุไฟฟ้าของอิเล็กตรอน โดยการทดลองประกอบด้วยแผ่นโลหะที่ขั้วต่างกันและแหล่งก าเนิดรังสีเอ็กซ์
(X-ray) การทดลองนี้เรียกว่า การทดลองหยดน้ า มันของมิลลิแกน (Millikan’s oil dropexperiment) ดัง

ภาพที่ 5 แผ่นโลหะที่อยู่ด้านบนมีประจุบวก เจาะรูขนาดเล็กๆ ตรงกลาง เมื่อรังสีเอ็กซชนกับอะตอมของแก๊ส
์
(อากาศ) ที่บรรจุในถัง อากาศจะแตกตัวเป็นไอออน (ion) และอิเล็กตรอน (electron) และอิเล็กตรอนจะยึด



์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

4


จับกับละอองน้ ามันที่หยดลงมาจากกระบอกฉีดและผ่านแผ่นโลหะประจุบวก การวัดความเร็วปลายของมวล

ของละอองน้ ามันด้วยกล้องจุลทรรศน์เมื่อปิดสนามไฟฟ้า ท าการวัดมวลของหยดน้ ามันจากความเร็วที่ตกลงมา
ึ้
ื่
และเมอปรับสนามไฟฟ้าเข้มขน พบว่าหยดน้ ามันหยุดนิ่งในอากาศ มิลลิแกนค านวณค่าประจุไฟฟ้าของหยด
-19
-19
-19
น้ ามันได้หลายค่าเช่น 1.60x10 , 3.20x10 และ 4.80x10 เป็นต้น ซึ่งตัวเลขที่ค านวณได้เหล่านี้พบว่าจะ
เป็นจ านวนเท่าของ 1.60x10- มิลลิแกนจึงสรุปว่าหยดน้ ามันแต่ละหยดมีจ านวนอิเล็กตรอนไม่เท่ากัน และ
19
อิเล็กตรอนแต่ละตัวมีประจุเป็น 1.60x10 คูลอมบ์
-19
จากสมการ F = mg (1)
1
เมื่อถ้า m = มวลของหยดน้ ามัน


g = แรงดึงดูดของโลก


ี่
F = แรงดึงดูดของโลกทกระท าต่อหยดน้ ามัน
1
และจากสมการ F = Eq (2)
2

เมื่อ q = ประจุบนหยดน้ ามัน

E = สนามไฟฟ้า


F = แรงที่สนามไฟฟ้ากระท าต่อประจุบนหยดน้ ามัน
2

เมื่อหยดน้ ามันลอยนิ่ง สมการที่ 1 = สมการที่ 2

F = F
2
1
mg = Eq


q = (mg) / E

ค่า m และ E หาได้จากเครื่องมือที่ใช้ มิลลิแกนพบว่าประจุบนเม็ดน้ ามันมีค่าเป็นเลขจ านวนเต็มคูณด้วย

1.602 x 10 คูลอมบ์ มิลลิแกนจึงนับค่าประจุไฟฟาของเม็ดน้ ามันที่น้อยสุดว่ามีคาเท่ากบ1 x 1.602x10
้
่
-19
ั
-19
คูลอมบ์ว่าเป็นประจุของเม็ดน้ ามันเมื่อมีอิเล็กตรอน 1 ตัวเพราะฉะนั้น ประจุของอิเล็กตรอนมีค่า 1.602 x 10 -
19 คูลอมบ์

8
จากอัตราส่วนประจุไฟฟ้าต่อมวลของอิเล็กตรอน (e/m) เท่ากับ 1.76x10 คูลอมบ์/กรัม (C/g)และ
-19

ประจุไฟฟ้าของอิเล็กตรอน (e) เท่ากับ 1.60x10 คูลอมบ์ (C) มวลของอิเล็กตรอนคานวณได้จากมวลของ
อิเล็กตรอน


ประจุอิเล็กตรอน
มวลอิเล็กตรอน =
ประจุต่อมวลอิเล็กตรอน




์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั
ิ

5


1.60 10 −19
-28
มวลอิเล็กตรอน = = 9.10x10 g
1.76 10 8
หลอดรังสีแคโทดของโกลด์ชไตน์ (Eugen Goldstein) (การค้นพบ Proton ) การที่อะตอมทุกชนิดมี

์
electron เป็นองคประกอบ แต่อะตอมมีคุณสมบัติเป็นกลางทางไฟฟ้า ท าให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่าจะต้องมี
อนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าเป็นบวกเป็นองค์ประกอบ ในปี ค.ศ. 1889 (Eugen Goldstrin) นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน
ได้ดัดแปลงหลอดรังสี cathode ดังภาพที่ 6















ภาพที่ 6 หลอดรังสีแคโทดของโกลด์ชไตน์


โกลด์ชไตน์ได้ดัดแปลงหลอดรังสีแคโทดเล็กน้อยจากที่ทอมสันใช้ โดยเจาะรูเล็กๆ ที่ของแผ่นโลหะท า
หน้าที่เป็นขั้วแคโทด (ขั้วลบ) เมื่อผ่านไฟฟ้าที่มีความต่างศักย์ไฟฟ้าสูง จะสังเกตเห็นว่ามีล าแสงพุ่งผ่านรูของขั้ว

แคโทดไปยังด้านหลังของหลอด เรียกล าแสงนี้ว่ารังสีแอโนด (anode ray) หรือรังสีแคแนล (canalray) ดัง

ภาพที่ 6 จึงสรุปได้ว่าประจุลบ (อิเล็กตรอน) ที่ปล่อยออกมาจากขั้วแคโทดชนกับอะตอมหรือโมเลกุลแก๊สที่

บรรจุอยู่ในหลอด ท าให้โมเลกุลของแก๊สเหล่านี้เกิดการแตกตัวเป็นอนุภาคที่มีประจุบวกออกมาแล้วเคลื่อนที่ไป

ยังขั้วแคโทด


จากผลการทดลองของโกลด์ชไตน์ เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในหลอดจะปรากฏว่าจุดเรืองแสงที่ฉาก
หลังทั้งสองด้านแสดงว่ารังสีที่ไปกระทบฉากเรืองแสงหลังขั้วแคโทดจะต้องมีประจุบวก จึงมีขอสงสัยว่าประจุ
้
ี่
บวกมาจากอะตอมของแก๊สหรืออะตอมของโลหะทใช้เป็นขั้ว การทดลองเพื่อหาค่าประจุต่อมวลของรังสี
แอโนด สรุปได้ดังนี้


1) เมื่อเปลี่ยนชนิดของแก๊สที่บรรจุในหลอด โดยอุปกรณ์ทดลองเหมือนเดิมทุกอย่าง พบว่าอัตราส่วนประจุต่อ

มวล (e/m) ของรังสีแอโนดในแต่ละครั้งมีค่าไม่เท่ากัน แสดงว่าค่าอัตราส่วนประจุต่อมวล (e/m) ของรังสี

แคแนล ขึ้นอยู่กับชนิดของแก๊ส


2) เมื่อเปลี่ยนชนิดโลหะที่ใช้ท าขั้ว โดยอุปกรณ์ทดลองเหมือนเดิมและใช้แก๊สชนิดเดิม พบว่าค่าอัตราส่วน
ประจุต่อมวล (e/m) มีค่าคงททุกครั้ง แสดงว่าอัตราส่วนประจุต่อมวล (e/m) ของรังสีแอโนดไม่ขึ้นอยู่กับชนิด
ี่
ของโลหะทใช้ท าขั้วไฟฟ้า
ี่






์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั
ุ

6


ผลการทดลองของโกลด์ชไตน์สรุปได้ว่า อัตราส่วนประจุต่อมวล (e/m) ของรังสีแอโนดขึ้นอยู่กับชนิด

ของแก๊สเพียงอย่างเดียว เนื่องจากแก๊สต่างชนิดกันจะมีมวลแตกต่างกัน แสดงว่าอนุภาคประจุบวกที่เกิดขึ้นใน

หลอดรังสีแคโทด เกิดจากอะตอมของแก๊สเท่านั้น นอกจากนี้ยังพบว่าแก๊ส H จะได้อนุภาคประจุบวกเท่ากับ
2
ประจุลบ การค้นพบอิเล็กตรอนซึ่งเป็นอนุภาคที่เป็นประจุลบ (negative charge) และโปรตอนที่มีอนุภาคเป็น
ประจุบวก (positive charge) ซึ่งสอดคล้องกับความเชื่อของนักวิทยาศาสตร์ที่ยอมรับว่าอะตอมของธาตุใน

สถานะแก๊สจะมีสมบัติที่เป็นกลางทางไฟฟ้า ดังนั้นจึงสรุปได้ว่าอะตอมต้องมีอนุภาคลบและอนุภาคบวกอย่าง

4
ละเท่าๆ กันจากอัตราส่วนประจุต่อมวลของแก๊ส H (e/m) เท่ากับ 9.58x10 คูลอมบ์/กรัม (C/g) และประจุ
2
ของอิเล็กตรอน (e) เท่ากับ 1.60x10 คูลอมบ์ (C) มวลของโปรตอนค านวณได้จาก
-19

ประจุอิเล็กตรอน
มวลของโปรตอน =
ประจุต่อมวลของแก๊สไฮโดรเจน

1.60 10 −19
มวลของโปรตอน = = 1.67x10 -24 g
9.58 10 4
เมื่อเปรียบเทียบมวลของอะตอม H กับมวลของอิเล็กตรอน พบว่าอะตอม H มีมวลใหญ่กว่าประมาณ

1,840 เท่า ทอมสันได้เสนอแบบจ าลองอะตอมขึ้นเป็นคนแรกเรียกว่า plum-pudding model กล่าวคือ

อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม ประกอบด้วยอนุภาคที่เป็นลบ เรียกว่า “อิเล็กตรอน” และอนุภาคที่เป็นบวก

เรียกว่า “โปรตอน” อยู่อย่างกระจัดกระจายสม่ าเสมอภายในอะตอม ดังภาพที่ 7





















ภาพที่ 7 แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน

ในปี ค.ศ.1910 รัทเทอร์ฟอร์ด (Lord Ernest Rutherford) นักฟิสิกส์ชาวนิวซีแลนด์ ท าการทดลอง

ี่
เพื่อศึกษาแบบจ าลองอะตอมของทอมสัน แต่กลับพบผลที่ไม่เป็นตามทคาดและไม่สอดคล้องกับแบบจ าลอง
อะตอมของทอมสัน รัทเทอร์ฟอร์ดท าการยิงรังสีแอลฟา (alpha particle, ) ซึ่งเป็นอนุภาคประจุบวกไปยัง

แผ่นทองค าที่บางประมาณ 0.4 ไมโครเมตร (ซึ่งหมายความว่ามีอะตอมของทองค า(Au)ซ้อนกันอยู่ประมาณ

1000 ชั้น) รัทเทอร์ฟอร์ดพบว่ารังสีแอลฟาส่วนใหญ่ทะลุผ่านแผ่นทองค าเป็น






ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

7


เส้นตรง มีรังสีบางส่วนเกิดการหักเหและมีรังสีส่วนน้อยมาก (1 ใน 100,000) เกิดการสะท้อนกลับทางเดิม

แสดงในภาพที่ 8.1 ซึ่งจากผลการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดท าให้ขัดแย้งกับแบบจ าลองอะตอมของทอมสัน 2

ประเด็นคือ


ี
1) รังสีแอลฟา (α-particle) ซึ่งเกิดจากอะตอมฮีเลียม (He) มีประจุเป็นบวกและมมวลมาก (มากกว่า
H ประมาณ 4 เท่า) ควรต้องชนกับโปรตอน (ประจุบวก) ที่อยู่กระจัดกระจายภายในอะตอมตามแบบจ าลอง
อะตอมของทอมสัน และควรส่งผลให้รังสีแอลฟาน่าจะเบี่ยงเบนหรือสะท้อนกลับมากกว่าที่จะทะลุผ่านตรงไป

แต่จากผลการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดแสดงให้เห็นว่าอะตอมมีช่องว่างจ านวนมากจึงท าให้รังสีแอลฟาส่วน

ใหญ่ทะลุผ่านตรงไปได้


2) รังสีที่เบี่ยงเบนจากแนวเส้นตรงแสดงว่าต้องเฉียดเข้าใกล้อนุภาคประจุบวกในอะตอม และรังสีที่

สะท้อนกลับแสดงว่าต้องชนกับอนุภาคประจุบวกซึ่งเป็นประจุที่เหมือนกันในอะตอม จึงเกิดการผลักกันอย่าง

รุนแรง ดังนั้นอนุภาคประจุบวกในอะตอมน่าจะรวมตัวกันอย่างหนาแน่น

























(8.1) (8.2)

ภาพที่ 8 การทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ด (8.1) ผลการกระเจิงของรังสีแอลฟา (8.2) สมมติฐานองค์ประกอบภายในของอะตอม


รัทเทอร์ฟอร์ดอธิบายผลการกระเจิงของรังสีแอลฟา จากการพุ่งชนอะตอมทองค าในแผ่นทองค าว่า

บริเวณใจกลางอะตอมน่าจะเป็นที่รวมของอนุภาคประจุบวก (โปรตอน) จึงมีความหนาแน่นมาก ส่งให้รังสี
แอลฟาเบี่ยงเบนหรือสะท้อนกลับเมื่อเฉียดเข้าใกล้หรือชน ส่วนบริเวณรอบนอกจะเป็นอนุภาคประจุลบ

(อิเล็กตรอน) โดยในอะตอมอนุภาคประจุบวกและอนุภาคประจุลบจะมีจ านวนเท่ากัน จากการทดลองพบว่า

รังสีแอลฟา 1 ใน 100,000 อนุภาค เบี่ยงเบนออกไปเป็นมุมใหญ่กว่า 90° ทั้งนี้เนื่องจากเมื่อรังสีแอลฟาเข้า

ุ่
้
ใกล้นิวเคลียสจะมีแรงผลักระหว่างประจุบวกค่อนข้างสูง มุมที่เบี่ยงเบนไปจึงกว้างและถาอนุภาคพงตรงเข้าหา
นิวเคลียสจะมีแรงผลักอย่างแรง ท าให้รังสีมีทิศทางสะท้อนกลับ ภาพที่ (8.2) รัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอว่า ภายใน





์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

8


อะตอมส่วนใหญ่จะเป็นที่ว่าง ซึ่งเป็นที่อยู่ของอิเล็กตรอน และประจุบวกทั้งหมดรวมกันอยู่ที่ตรงกลางอะตอม

เรียกว่านิวเคลียส (nucleus)


การค้นพบนิวตรอน ในปีค.ศ. 1930 (พ.ศ. 2473) W. Bothe และ H. Becker นักเคมีชาวเยอรมันได้
ี
ทดลองใช้อนุภาคแอลฟายิงแผ่นโลหะแบริเลี่ยม (Be) ปรากฎว่าเกิดรังสีชนิดหนึ่งที่มอ านาจทะลุผ่านได้ดี และ
รังสีนี้เมื่อชนกับโมเลกุลของพาราฟินจะได้ Proton ออกมา ต่อมาในปี ค.ศ. 1932 เจมส์ แซดวิก (James

Chadwick) นักวิทยาศาสตร์อังกฤษได้เสนอว่ารังสีที่ชนแผ่นพาราฟินจนได้ Proton ออกมาแสดงว่าอะตอม

จะต้องประกอบไปด้วยอนุภาคมากกว่าโปรตอนและอิเล็กตรอน และตั้งชื่อให้อนุภาคใหม่ที่พบว่า neutron

ิ
นอกจากนี้ chadwick ยังได้พสูจน์ว่าอนุภาค neutron ไม่ม ี

























ภาพที่ 9 การทดลองของแซดวิก

การค้นพบนิวตรอนของแชดวิค


(ก) การทดลองยิงอนุภาคแอลฟาผ่านแผ่นโลหะ


(ข) ก่อนและหลังการยิงอะตอมเบริลเลียมด้วยอนุภาคแอลฟา


ี
ปฏิกิริยานิวเคลียร์ที่เกิดขึ้นเขยนได้ดังสามการ

12
1
4
9 Be + He -------> C + n
จากการค้นพบ neutron ท าให้ทราบว่า atom ประกอบด้วยอนุภาคมูลฐาน 3 ชนิด คือ

1. Electron ค้นพบ โดย Thomson


2. Proton ค้นพบโดย Glodstien


3. Neutron ค้นพบโดย Chadwick




์
ิ
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

9


อนุภาคทั้ง 3 ชนิดนี้เรียกว่า อนุภาคมูลฐานของอะตอม ซึ่งมีสมบัติ ดังนี้


ตารางที่ 1 ตารางแสดงคุณสมบัติของอนุภาคมูลฐานชนิดต่างๆ


อนุภาค สัญลักษณ์ มวล(กรัม) ประจุไฟฟ้า ชนิดประจุไฟฟ้า
(คูลอมบ์)

อิเล็กตรอน e 9.109x10 1.602x10 -
-19
-28
-24
โปรตอน p 1.672x10 1.602x10 +
-19
-24
นิวตรอน n 1.674x10 - เป็นกลางทางไฟฟ้า
แบบจ าลองอะตอมของ นีลล์ โบร์ (Niels Bohr) นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก ศึกษาเกี่ยวกับอะตอม

จากสเปกตรัมของแสงที่ได้รับจากการเผาสารประกอบซึ่งเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า พบว่าเมื่ออิเล็กตรอนได้รับ

พลังงานจะเลื่อนไปอยู่ในระดับพลังงานที่สูงขึ้นซึ่งไม่เสถียร เมื่อกลับเข้าสู่ระดับพลังงานเดิมจะคายพลังงาน
ออกมาค่าหนึ่งที่มีความยาวคลื่นเฉพาะตัว ท าให้เกิดเส้นสเปกตรัมซึ่งมีสีต่างๆตามค่าพลังงานของความยาว

คลื่นนั้น ท าให้ทราบว่าอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสไม่เท่ากัน




















ภาพที่ 10 แบบจ าลองอะตอมของโบร์

แบบจ าลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก เนื่องจากแบบจ าลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้น

สเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดี แต่ไม่สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ จึงได้

มีการศึกษาเพิ่มเติมทาง กลศาสตร์ควอนตัม แล้วสร้างสมการส าหรับใช้ค านวณโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนใน
ระดับพลังงานต่างๆ ขึ้นมาจนได้แบบจ าลองใหม่ ที่เรียกว่า แบบจ าลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก


สรุปแบบจ าลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก


1.อิเล็กตรอนไม่สามารถวิ่งรอบนิวเคลียสด้วยรัศมีที่แน่นอน บางครั้งเข้าใกล้บางครั้งออกห่าง จึงไม่

สามารถบอกต าแหน่งที่แน่นอนได้ แต่ถ้าบอกได้แต่เพียง ที่พบอิเล็กตรอนต าแหน่งต่างๆภายในอะตอมและ

อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เร็วมากจนเหมือนกับอิเล็กตรอนอยู่ทั่วไปในอะตอมลักษณะนี้เรียกว่า “กลุ่มหมอก”








ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

10


2.กลุ่มหมอกองอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆจะมีภาพทรงต่างกันขึ้นอยู่กับจ านวนอิเล็กตรอน

และระดับพลังงานอิเล็กตรอน


3.กลุ่มหมอกที่มีอิเล็กตรอนระดับพลังงานต่ าจะอยู่ใกล้นิวเคลียสส่วนอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูง
จะอยู่ไกลนิวเคลียส


4.อิเล็กตรอนแต่ละตัวไม่ได้อยู่ในระดับพลังงานใดพลังงานหนึ่งคงท ี่


5.อะตอมมอิเล็กตรอนหลายๆระดับพลังงาน
ี


















ภาพที่ 11 แบบจ าลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกของชเรอดิงเงอร์

2. สัญลักษณ์นิวเคลียร์


อะตอมของธาตุต่างๆ ประกอบด้วยอนุภาคมูลฐาน 3 ชนิด คืออิเล็กตรอน (ประจุลบ) โปรตอน(ประจุ

ู
บวก) และนิวตรอน (ประจุเป็นกลาง) จ านวนของอนุภาคมลฐานของอะตอมสามารถบอกถึงสัญลักษณ ์
นิวเคลียร์ของธาตุดังนี้




เลขอะตอม (atomic number, Z) คือตัวเลขที่แสดงจ านวนโปรตอนในนิวเคลียส เลขอะตอมจึงเป็น

ค่าเฉพาะของธาตุใดธาตุหนึ่งเท่านั้น สภาวะที่อะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจ านวนโปรตอนเท่ากับจ านวน

อิเล็กตรอน ดังนั้นเลขอะตอมจึงสามารถบอกจ านวนของอิเล็กตรอนของธาตุได้ ธาตุชนิดเดียวกันจะมีเลข

อะตอมเท่ากันเสมอ เลขอะตอมจึงเป็นสมบัติเบื้องต้นของอะตอมและเป็นสิ่งก าหนดสมบัติทางเคมีและสมบัติ

ทางกายภาพอกหลายประการของอะตอมนั้นๆ
ี

มวลอะตอม (atomic mass, A) หรือ เลขมวล (mass number) คือตัวเลขที่แสดงจ านวนผลรวม
ระหว่างจ านวนโปรตอนและจ านวนนิวตรอน


สัญลักษณ์ธาตุ (Element symbol, X) คือสัญลักษณ์ธาตุในตารางธาตุ







ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

11


มวลอะตอม (A) = จ านวนโปรตอน (p) + จ านวนนิวตรอน (n)


จ านวนนิวตรอนในอะตอมจึงเท่ากับผลต่างระหว่างมวลอะตอมกับเลขอะตอม


จ านวนนิวตรอน (n) = มวลอะตอม (A) – เลขอะตอม (Z)

สัญลักษณ์นิวเคลียร์บอกจ านวนอนุภาคมูลฐานของอะตอมได้ และสามารถบอกจ านวนเลขอะตอม


และมวลอะตอม ดังแสดงในตารางที่ 2


ตารางที่ 2 เลขอะตอมและมวลอะตอมของธาตุบางชนิด
























แต่การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุเลขอะตอมและมวลอะตอมอาจสลับต าแหน่งกัน ภาพที่ 10

ดังนั้นการพิจารณาว่าเลขใดเป็นเลขอะตอมและมวลอะตอม ให้ดูจากตารางธาตุว่า เลขอะตอมจะมีค่าน้อยกว่า

มวลอะตอมเสมอ













ภาพที่ 12 สัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุคาร์บอน

ไอออน


ไอออน (ion) คือสภาพอะตอมที่ไม่เป็นกลางทางไฟฟ้า กล่าวคือ จ านวนประจุบวก (โปรตอน)และ

ประจุลบ (อิเล็กตรอน) ไม่เท่ากัน ไอออนจึงเกิดได้ 2 ชนิดคือ


1) แคตไอออน (cation) คือสภาพอะตอมที่มีจ านวนอิเล็กตรอนน้อยกว่าจ านวนโปรตอน จะเขียนโดย

ใช้เครื่องหมายบวกอยู่บนขวาของอะตอม เช่น Na , Mg และ Al แคตไอออนเกิดขึ้นเนื่องจากอะตอม
3+
+
2+
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั
ิ

12


้
สูญเสียอิเล็กตรอนวงนอกสุดออกไป ส่งผลให้อะตอมมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าโปรตอน จึงแสดงประจุไฟฟาสุทธิ
เป็นบวก (positive charge) สมมติ M คืออะตอมที่จะสูญเสียอิเล็กตรอน

ถ้าอะตอม M สูญเสียอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น M
+

ถ้าอะตอม M สูญเสียอิเล็กตรอน 2 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น M หรือ M
2+
+2
+3
ถ้าอะตอม M สูญเสียอิเล็กตรอน 3 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น M หรือ M
3+
2) แอนไอออน (anion) คือสภาพอะตอมที่มีจ านวนอิเล็กตรอนมากกว่าจ านวนโปรตอน จะเขียนโดย

-
2-
3-
ใช้เครื่องหมายลบอยู่บนขวาของอะตอม เช่น Cl, O และ N แอนไอออนเกิดขึ้นเนื่องจากอะตอมรับ
อิเล็กตรอนเข้ามาเพมในระดับพลังงานท้ายสุด ส่งผลให้อะตอมมอิเล็กตรอนมากกว่าโปรตอน จึงแสดงประจุ
ี
ิ่
ไฟฟ้าสุทธิเป็นลบ (negative charge) สมมติ X คืออะตอมที่สามารถรับอิเล็กตรอน
-
ถ้าอะตอม X รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น X
2-
-2
ถ้าอะตอม X รับอิเล็กตรอน 2 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น X หรือ X
ถ้าอะตอม X รับอิเล็กตรอน 3 อิเล็กตรอน จะเขียนได้เป็น X หรือ X
3-
-3
การเขียนสัญลักษณไอออนแตกต่างสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุตรงที่ต้องระบุประจุไฟฟาบวกหรือลบ
์
้
ประจุไฟฟ้าสุทธิของไอออนจะสามารถบอกจ านวนอิเล็กตรอน ส่วนเลขอะตอมและมวลอะตอมพิจารณา

เช่นเดียวกับสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุ ดังแสดงในตารางที่ 3

ตารางที่ 3 จ านวนเลขอะตอมและมวลอะตอมของไอออนบางชนิด


























3. ไอโซโทป ไอโซโทนและไอโซบาร์


1) ไอโซโทป (isotope) คือธาตุชนิดเดียวกัน แต่มีมวลอะตอมไม่เท่ากัน ตัวอย่างอะตอม H มี 3

ไอโซโทป (ภาพที่ 11) คือ




เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
์
ั
ิ
ุ

13


1 มีโปรตอน 1 ตัว และไม่มีนิวตรอน เรียกว่า ไฮโดรเจน (hydrogen) หรือโปรตอน (proton)
1

2 มีโปรตอน 1 ตัว และมีนิวตรอน 1 ตัว เรียกว่า ดิวเทอเรียม (deuterium)
1

3 มีโปรตอน 1 ตัว และมีนิวตรอน 2 ตัว เรียกว่า ทริเทียม (tritium)
1
















p=1, n=0, e=1 p=1, n=1, e=1 p=1, n=2, e=1


ภาพที่ 13 ชนิดไอโซโทปของอะตอมไฮโดรเจน

สมบัติทางเคมีของธาตุถูกก าหนดด้วยจ านวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอม ส่วนนิวตรอนไม่มี

ส่วนเกี่ยวข้องในการเปลี่ยนแปลงทางเคมี ดังนั้น ไอโซโทปของธาตุเดียวกันจึงมีสมบัติทางเคมีเหมือนกันเกิด
สารประกอบประเภทเดียวกันและมีความไวต่อปฏิกิริยาเคมีท านองเดียวกัน ไอโซโทปของธาตุแต่ละชนิด

ปรากฏในธรรมชาติที่ไม่เท่ากัน ดังแสดงในตารางที่ 4


ตารางที่ 4 ไอโซโทปของธาตุบางชนิดและร้อยละที่มีอยู่ในธรรมชาติ

























ประโยชน์ของไอโซโทปของธาตุบางชนิด


ิ
14 C ใช้ค านวณหาอายุของวัตถุโบราณหรือซากดึกด าบรรพ์และศกษากลไกการเกดปฏิกิริยา
ึ
24 Na ใช้ตรวจอัตราการไหลเวียนของโลหิต






ิ
์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

14


60 Co ให้รังสีแกมมาซึ่งใช้ในการถนอมอาหารและรักษาโรคมะเร็ง


125 I ใช้รักษามะเร็งต่อมลูกหมาก

131 I ใช้ตรวจสอบความผิดปกติของต่อมไทรอยด์


ี
2) ไอโซโทน (isotone) คือธาตุต่างชนิดกันที่มีจ านวนนิวตรอนเท่ากันแต่มมวลอะตอมไม่เท่ากัน เช่น
18 กับ เป็นไอโซโทนกัน มีนิวตรอนเท่ากันคอ 10 จะเห็นได้ว่าเฉพาะนิวตรอนเท่านั้นที่เท่ากันแต่มวล
19
ื
8 9
อะตอมไม่เท่ากัน

ี
3) ไอโซบาร์(isobar) คือธาตุต่างชนิดกันที่มมวลอะตอมเท่ากันแต่มีจ านวนนิวตรอนไม่เท่ากัน เช่น
30 กับ มีเลขมวลเท่ากันคือ 30 จะเห็นได้ว่าเฉพาะมวลอะตอมเท่านั้นที่เท่ากัน แต่นิวตรอนไม่
30
15 14
เท่ากัน

4. คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า


้
คลื่นแม่เหล็กไฟฟา เป็นคลื่นชนิดหนึ่งที่ไม่ต้องใช้ตัวกลางในการเคลื่อนที่ เช่น คลื่นวิทยุ คลื่น
ไมโครเวฟ ปัจจุบันมีการใช้คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในหลายๆด้าน เช่น การติดต่อสื่อสาร (มือถือ โทรทัศน์ วิทยุ

เรดาร์ ใยแก้วน าแสง) ทางการแพทย์ (รังสีเอกซ์) การท าอาหาร (คลื่นไมโครเวฟ) การควบคุมรีโมท (รังสี

อินฟราเรด)

คลื่นมีสมบัติที่ส าคัญ 2 ประการ คือ


ี่
1. ความยาวคลื่น (Wave length) คือ ระยะทางทคลื่นเคลื่อนที่ครบ 1รอบ มีหน่วยเป็นเมตร (m) หรือนา
โนเมตร (nm) สัญลักษณ์แทนความยาวคลื่น คือ แลมบ์ดา (λ)

2. ความถี่ของคลื่น (Frequency) ความถี่ (Frequency) คือ จ านวนรอบของคลื่นที่เคลื่อนที่ผ่านจุดใดจุด

-1
หนึ่งใน 1 วินาที มีหน่วยเป็นจ านวนรอบต่อวินาที (s ) หรือ เฮิรตซ์ (Hz) สัญลักษณ์แทนความถี่ คือ นิว (v )

คลื่นแสงเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีความถี่และความยาวคลื่นต่างๆกัน แสงที่ประสาทตาของมนุษย์สามารถ
รับรู้ได้เรียกว่า แสงที่มองเห็นได้ (visible light) แสงในช่วงคลื่นนี้จะประกอบด้วยแสงสีต่างๆ กัน


ตามปกติประสาทตาของมนุษย์สามารถสัมผัสแสงบางช่วงคลื่นที่ส่องมาจากดวงอาทิตย์ได้ แต่ไม่สามารถ
แยกเป็นสีต่างๆ ได้ จึงมองเห็นเป็นสีรวมกันซึ่งเรียกว่า แสงขาว


ถ้าแสงขาวส่องผ่านปริซึมจะแยกออกเป็นแสงสีรุ้งต่อเนื่องกันเรียกว่า แถบสเปกตรัมของแสงขาวซึ่งเมื่อ

แยกสเปกตรัมออกเป็นสีต่างๆนั้น จะให้ค่าความยาวคลื่นและความถี่ที่ต่างกัน












์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ุ
ั

15


















ภาพที่ 14 สเปกตรัมแสงสีขาวส่องผ่านปริซึม





























ภาพที่ 15 แสดงความยาวคลื่นและความถี่ตามแถบสเปกตรัมสีต่างๆ


ความสัมพันธ์ของความถี่ พลังงานและความยาวคลื่น

นักวิทยาศาสตร์พบว่าความเร็วแสงมีค่าเท่ากับผลคูณระหว่าง ความถี่กับความยาวคลื่นของแสง ดังสมการ


C = λv


มักซ์ พลังค์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้สรุปเกี่ยวกับความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า
ี่
กับความถของคลื่นว่า “พลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับความถี่ของคลื่น” ดัง
ความสัมพันธ์ต่อไปนี้


E = h v

เมื่อ E คือ พลังงานมีหน่วยเป็นจูล


-34
h คือ ค่าคงที่ของพลังค์ มีค่า 6.626 x 10 จูลวินาที
v คือ ความถี่ของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า มีหน่วยเป็น เฮิรตซ์





์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

16





นอกจากนี้ความถี่ของคลื่นยังมีความสัมพันธ์กับความยาวคลื่น


ดังต่อไปนี้ v =




้
ั
เมื่อ c คือความเร็วของคลื่นแม่เหล็กไฟฟาในสุญญากาศ ซึ่งเท่ากบ 2.997 x 10 เมตรต่อวินาที (อาจใช้
8
8
้
3.0 x 10 เมตรต่อวินาที) และ λ คือความยาวคลื่น ดังนั้นค่าพลังงานของคลื่นแม่เหล็กไฟฟาจึงค านวณได้จาก
ความสัมพันธ์ดังนี้



5. การจัดเรียงอิเล็กตรอน ออร์บิทัลและเวเลนซ์อิเล็กตรอน

การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก (Shell /Energy level)


โดยให้ n แทนล าดับที่ของพลังงาน ( n มีค่าเป็นเลขจ านวนเต็ม = 1 , 2 , 3 , ….ตามล าดับ )


2
จ านวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงาน = 2n
2
2
ระดับพลังงาน n = 1 มีจ านวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2n = 2 x 1 = 2
2
2
ระดับพลังงาน n = 2 มีจ านวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2n = 2 x 2 = 8
ระดับพลังงาน n = 3 มีจ านวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2n = 2 x 3 = 18
2
2
2
2
ระดับพลังงาน n = 4 มีจ านวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2n = 2 x 4 = 32
แต่สูตรการหาจ านวนอิเล็กตรอนดังกล่าวใช้ได้กับระดับพลังงาน n = 1 ถึง n = 4 เท่านั้น เพราะในระดับ
่
พลังงานต่อ ๆ ไปจะมีอิเล็กตรอนไมเกิน 32 นอกจากนั้นการศึกษาค่าพลังงานไอออไนเซชัน พบว่าอิเล็กตรอน
วงนอกซึ่งเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน ของธาตุต่าง ๆ มีได้ไม่เกิน 8

เวเลนซ์อิเล็กตรอน คือ จ านวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดหรือสูงสุด ของแต่ละธาตุจะม ี

อิเล็กตรอนไมเกิน 8
่

หลักการจัดอิเล็กตรอน การจัดอิเล็กตรอนจะต้องจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่ าสุดก่อน แล้วจึงจัด
ในระดับพลังงานสูงขึ้นไป และอิเล็กตรอนวงนอกต้องไม่เกิน 8


การจัดอิเล็กตรอน มีความสัมพันธ์กับการจัดหมู่และคาบอย่างไร


1. เวเลนซ์อิเล็กตรอน จะตรงกับเลขที่ของหมู่ ดังนั้น ธาตุที่อยู่หมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน
เท่ากัน




ิ
์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

17


2. จ านวนระดับพลังงาน จะตรงกับเลขที่ของคาบ ดังนั้น ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจ านวนระดับ

พลังงานเท่ากัน เช่น Br มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนดังนี้ 2 , 8 , 18 , 7 ดังนั้น Br จะอยู่ในหมู่ที่ 7 เพราะมี
35
เวเลนซ์อิเล็กตรอน 7 และอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจ านวนระดับพลังงาน 4


หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน


1. จะต้องจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าในระดับพลังงานต่ าสุดให้เต็มกอน จึงจัดให้อยู่ระดับพลังงานถัดไป
่
2. เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกิน 8 ไม่ได้


3. จ านวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดเข้าไปของธาตุในหมู่ IA, IIA เท่ากับ 8 ส่วนหมู่ IIIA– VIIIA
เท่ากับ 18


เลขควอนตัม


ออร์บิทัล คือ ที่ว่างที่อยู่รอบนิวเคลียสที่ซึ่งเรามีโอกาสพบอิเล็กตรอนที่มีพลังงานตามที่ก าหนด

ตามทฤษฎีของเวฟเมคเคนิก ระดับพลังงานของอะตอมประกอบด้วย หนึ่งออร์บิทัลหรือมากกว่า

ิ
ส าหรับอะตอมที่มีอเล็กตรอนมากกว่า 1 อิเล็กตรอน การพจารณาว่าอิเล็กตรอนนั้นอยู่ระดับพลังงานใดและอยู่
ิ
ในระดับพลังงานประเภทใด พิจารณาจากเลขควอนตัม ซึ่งได้จากการแก้สมการคลื่นคือ

1) เลขควอนตัมหลัก (principal quantum) เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ n เป็นเลขที่แสดงระดับ

่
พลังงานหลักของอิเล็กตรอน (หรือเรียกว่าเชลล์) โดย n มีคาเป็นจ านวนเต็ม 1, 2, 3,... (โดย n ตรงกับระดับ
พลังงาน n ในทฤษฎีของโบร์) โดยถ้า n เท่ากับ 1 ระดับพลังงานของอิเล็กตรอนมีเพียง 1 ระดับอิเล็กตรอนจะ

อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดและมีค่าพลังงานต่ าที่สุด ซึ่งสอดคล้องกบทฤษฎีของโบร์แต่ถ้า n ยิ่งมีค่ามาก ระดับ
ั
พลังงานของอิเล็กตรอนมีหลายระดับ อิเล็กตรอนจะอยู่ในระดับพลังงานสูงขึ้น จะอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น
ั
และมีค่าพลังงานสูงขึ้นตามล าดับ ระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอนเขียนแทนด้วยตัวอกษร K, L, M และ N
ดังแสดงในตารางที่ 5

ี่
ตารางท 5 เลขควอนตัมหลักและชื่อเรียกเชลล์























ิ
์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

18


2) เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม (angular momentum quantum) เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ l จะ

บอกถึงโมเมนตัมเชิงมุมในการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส ถ้า l มีค่าสูงแสดงว่า อิเล็กตรอนเคลื่อนที่
ด้วยโมเมนตัมเชิงมุมสูงและมพลังงานสูง
ี

เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุมยังบอกภาพร่างของออร์บิทัลเชิงอะตอมที่อิเล็กตรอนนั้นครอบครองอยู่


ค่า l ขึ้นกับเลขควอนตัมหลัก n ดังนี้

l เป็นจ านวนเต็ม มีจ านวนตั้งแต่ 0, 1, 2, … (n -1) กล่าวคือ


ถ้า n = 1 l จะมี 1 ค่า คือ 0

ถ้า n = 2 l จะมี 2 ค่า คือ 0 และ 1


ถ้า n = 3 l จะมี3 ค่า คือ 0, 1 และ 2


ถ้า n = n l จะมี n ค่า คือ 0, 1, 2, 3,...... และ (n -1)

ค่า l มักระบุเป็นตัวอักษรแทนชนิดของออร์บิทัลเชิงอะตอม ดังนี้


l = 0 ตรงกับระดับย่อย s เรียกว่า ออร์บิทัล-s

l = 1 ตรงกับระดับย่อย p เรียกว่า ออร์บิทัล-p


l = 2 ตรงกับระดับย่อย d เรียกว่า ออร์บิทัล-d


l = 3 ตรงกับระดับย่อย f เรียกว่า ออร์บิทัล-f

ตารางที่ 6 ชนิดของออร์บิทัลเชิงอะตอมที่สัมพันธ์กับเลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม

































ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

19


3) เลขควอนตัมแมเหล็ก (magnetic quantum) เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ ml จะบอกถึงจ านวนและ
่
การจัดทิศทางของออร์บิทัลเชิงอะตอมเมื่ออะตอมอยู่ในสนามแม่เหล็ก ค่า ml ที่เป็นไปได้จะขึ้นกับค่าของเลข
ควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม (l) โดยแต่ละ l จะมี ml เป็นจ านวนเท่ากับ 2l+1 และมีค่าอยู่ระหว่าง +l ถึง –l

ดังนี้

-l, ( -l +1),..., 0, ... ,(l - 1) , +l


ื
ถ้า l = 0 ค่า ml มีได้ (2x0)+1 = 1 ค่า ก็คอ 0 ดังนั้นออร์บิทัลเชิงอะตอมมีได้ 1 แบบ

ื
l = 1 ค่า ml มีได้ (2x1)+1 = 3 ค่า ก็คอ -1, 0, +1 ดังนั้นออร์บิทัลเชิงอะตอมมีได้ 3 แบบ
ื
ี
l = 2 ค่า ml มีได้ (2x2)+1 = 5 ค่า ก็คอ -2, -1, 0, +1, +2 ดังนั้นออร์บิทัลเชิงอะตอมมได้ 5
แบบ


ื
l = 3 ค่า ml มีได้ (2x3)+1 = 7 ค่า ก็คอ -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 ดังนั้นออร์บิทัลเชิงอะตอมม ี
ได้ 7 แบบ


ตารางที่ 7 เลขควอนตัมและชนิดออร์บิทัลเชิงอะตอม

































4) เลขควอนตัมสปิน ( Spin quantum number ) เขียนแทนด้วย ms เกี่ยวข้องกับโมเมนตัมเชิงมุม

ภายในของอิเล็กตรอน ( เนื่องจากสปิน ) m = +s , -s เมื่อ s = ½ หมายถึงสปิบของอิเล็กตรอนเมื่อ
s
อิเล็กตรอนมีค่า m = +1/2 และ -1/2 เราเรียกว่าอิเล็กตรอนอยู่ในสถานะ สปินขึ้น (spin up) และ สปินลง
s
ิ
(spin down) ตามล าดับ ms = +1/2 และ -1/2 หมุนรอบตัวเองแบบตามเขมนาฬกา และการหมุนรอบ
็
ตัวเองแบบทวนเข็มนาฬิกา




์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

20




























ภาพที่ 16 ทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอนในสนามแม่เหล็ก

ออร์บิทัลเชิงอะตอม


ออร์บิทัลเชิงอะตอม (atomic orbital) คือบริเวณทมีโอกาสพบอเล็กตรอนที่โคจรรอบนิวเคลียส แต่
ี่
ิ
เป็นการยากที่จะระบุต าแหน่งของอิเล็กตรอนอย่างแน่ชัด ในการวาดภาพเพื่อแสดงขอบเขตของอิเล็กตรอนใน
อะตอมจึงเป็นลักษณะกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนดังในภาพที่ 17 จุดด าเข้มที่อยู่ตรงกลางของกลุ่มหมอกในการ

แสดงถึงความน่าจะเป็นสูงที่สุดในการพบอิเล็กตรอนในบริเวณใกล้นิวเคลียสและโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนจะ

น้อยลงในบริเวณทอยู่ไกลนิวเคลียสออกไป
ี่











ภาพที่ 17 แสดงกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน

จากตารางที่ 7 เลขควอนตัมของอิเล็กตรอนและภาพร่างออร์บิทัลเชิงอะตอมของอะตอม สามารถ

แสดงรายละเอียดของออร์บิทัลเชิงอะตอมได้ดังนี้


1) ออร์บิทัล-s (s-orbital) เป็นออร์บิทัลที่มีคา l = 0, ml = 0 แสดงว่าการกระจายของอิเล็กตรอนไม ่
่
ขึ้นอยู่กับทิศทาง ภาพร่างออร์บิทัลจึงมีลักษณะเป็นทรงกลม ดังภาพที่ 18
















์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

21




















ภาพที่ 18 การกระจายตัวของอิเล็กตรอนของออร์บิทัล s

2) ออร์บิทัล-p (p-orbital) เป็นออร์บิทัล ที่ค่า l = 1, ml = -1, 0, +1 มี3 ออร์บิทัล ได้แก่ p , p y
x
และ p โดยทั้ง 3 ออร์บิทัลย่อยเหล่านี้มีระดับพลังงานเท่ากัน (degenerated orbital) การกระจายของ
z
อิเล็กตรอนจะมีลักษณะเป็นก้อนกลม 2 ก้อนข้างนิวเคลียส (lobe) ลักษณะคล้ายดัมเบล (dumb-bell) ดัง
ภาพที่ 19

















ภาพที่ 19 การกระจายตัวของอิเล็กตรอนของออร์บิทัล p

3) ออร์บิทัล-d (d-orbital) เป็นออร์บิทัลที่มีค่า l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2 มี 5 ออร์บิทัลได้แก่

3d , 3d , 3d , 3d x2-y2 และ 3d โดยทั้ง 5 ออร์บิทัลย่อยเหล่านี้มีระดับพลังงานเท่ากับ (degenerated
xz
xy
z2
yz
orbital) ดังภาพที่ 20
















ภาพที่ 20 การกระจายตัวของอิเล็กตรอนของออร์บิทัล d




ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั
ิ
์

22


4) ออร์บิทัล-f (f-orbital) เป็นออร์บิทัลที่ l = 3, ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 มี 7 ออร์บิทัล

ได้แก่ 4f 5z3-3zr2 , 4f 5xz2-xr2 , 4f 5yz3-yr2 , 4f y3-3yx2 , 4f x3-3xy2 , 4f และ 4f zx2-zy2 โดยทั้ง 7 ออรร์บิทัลย่อยเหล่านี้มี
xzy
ระดับพลังงานเท่ากัน (degenerated orbital) ดังภาพที่ 21





























ภาพที่ 21 การกระจายตัวของอิเล็กตรอนส าหรับออร์บิทล f
ั

การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย (subshell / energy sublevel)

จากการศึกษาสเปกตรัมและกลศาสตร์ควอนตัมของคลื่น ท าให้ทราบว่า ระดับพลังงานของ

อิเล็กตรอน ในระดับพลังงานเดียวกัน ยังแบ่งเป็นระดับพลังงานย่อยต่างๆ ซึ่งมี 4 ระดับพลังงานย่อย ได้แก่ s ,
p , d , f subshell แต่ละระดับพลังงานย่อย จะมีจ านวนอิเล็กตรอนต่างๆ กันดังนี้


ตารางที่ 8 ตารางแสดงจ านวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย


































์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

23


การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต้องอาศัยหลักการต่างๆ ดังนี้


หลักของเพาลี ( Pauli , s exclusion principle )

กล่าวว่า “ไม่มอิเล็กตรอนคู่หนึ่งคู่ใดในอะตอมเดียวกันที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่เหมือนกันทุกประการแต่
ี
จะมีเหมือนกันมากที่สุด 3 ค่า ” เช่น 2 อิเล็กตรอน ใน 1s ( 1s2 ) จะมีเลขควอนตัม n , l, ml เหมือนกันดังนี้

อิเล็กตรอนที่ 1 n = 1 , l = 0 , ml = 0 , ms = +1/2


อิเล็กตรอนที่ 2 n = 1 , l = 0 , ml = 0 , ms = -1/2


กฎของฮุนด์ ( Hund ,s rule )

กล่าวว่า “ การเติมอิเล็กตรอนในออร์บิทัลย่อย ( โดยเฉพาะออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน ) ให้เติม

อิเล็กตรอนเดี่ยว ๆ ( 1 อิเล็กตรอน ) ก่อน แล้วจึงเติมอิเล็กตรอนให้เข้าคู่กัน และอเล็กตรอนเดี่ยวนั้นต้องมี
ิ
สปินเหมือนกัน ” เช่น มี 3 อเล็กตรอนที่ต้องเติมใน p –ออร์บิทัล
ิ
ตามกฎของฮุนด์ต้องเติมแบบนี้

















หลักของเอาฟบาว ( Aufbau principle )


การบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่ง ๆในออร์บิทัลที่เหมาะสม จะใช้หลักดังนี้


1. ใช้หลักของเพาลี ในการบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลจะใช้สัญลักษณ์ ↑ ส าหรับสปินขึ้น และ ↓
ส าหรับสปินลง ดังนั้นถ้าออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนอยู่เต็ม จะเขียนแทนด้วยภาพภาพ ↑↓ เรียกอิเล็กตรอนทั้งสอง

ว่า อิเล็กตรอนคู่( paired electron ) ถ้ามีอิเล็กตรอนเพียงครึ่งหนึ่ง นิยมเขียนเป็นสปินขึ้น ↑ และเรียก

อิเล็กตรอนว่า อิเล็กตรอนเดี่ยว


2. บรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมนั้นเข้าไปในออร์บิทัลต่าง ๆ จนครบจ านวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่โดย
บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ าที่สุดที่ยังว่างอยู่เสียก่อน ( คือ 1s , 2s , 2p , 3s , …ตามล าดับ )

เพราะจะท าให้พลังงานรวมทั้งหมดมีค่าต่ าที่สุด ซึ่งหมายถึงว่าการจัดตัวแบบนี้จะท าให้อะตอมมีสถานะเสถียร
ที่สุด







ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

24


ี
3. ถ้ามออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่า ๆ กันมากกว่าหนึ่งขึ้นไป ( เช่น p –ออร์บิทัล หรือ d –ออร์บิทัล )การ
บรรจุอิเล็กตรอนจะอาศัยกฎของฮุนด์ ซึ่งกล่าวว่า “ การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน
(degenerate orbital)จะบรรจุในลักษณะที่ท าให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้ ”


4. ในกรณีที่ระดับพลังงานเป็น ดีเจนเนอเรต ถ้าทก ๆ ออร์บิทัลในระดับพลังงานเดียวกันนั้นมี
ุ
อิเล็กตรอนอยู่เต็ม ( 2 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล ) เราเรียกการเรียงตัวแบบนี้ว่าเป็นการบรรจุเต็ม( filled

configuration ) แต่ถ้าทุก ๆ ออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียว ( 1 อิเล็กตรอน )เหมือนกันหมด เรา

เรียกว่าเป็น การบรรจุครึ่ง ( half- filled configuration ) อะตอมที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบบรรจุเต็ม
และบรรจุครึ่ง มักจะมีเสถียรภาพมากกว่าอะตอมที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบอื่น ๆ เช่น 2p เสถียรกว่า
3
9
2p และ 3d เสียรกว่า 3d แต่ถ้าเปรียบเทียบเสถียรภาพระหว่างแบบบรรจุเต็มและแบบบรรจุครึ่งแล้ว
4
10
แบบบรรจุเต็มจะเสถียรกว่าแบบบรรจุครึ่ง




























ภาพที่ 22 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทล
ั
เรียงล าดับพลังงานได้ดังนี้ 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , … ดังแผนผังข้างล่าง



























์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

25


ตารางที่ 9 ตัวอย่างการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยของอะตอมต่างๆ





















ตารางที่ 10 ตัวอย่างการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยของอะตอมต่างๆ






























































์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

26


วิธีการเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบ Shorthand


เนื่องธาตุบางชนิดมีเลขอะตอมจ ามากท าให้เสียเวลาในการเขียน จึงได้มีวิธีการเขียนการจัดเรียง

อิเล็กตรอนแบบ Shorthand โดยน าธาตุหมู่ 8 เข้ามาช่วยย่อให้สั้นลง เช่น


2
2
6
1
1
11 Na : 1s 2s 2p 3s shorthand [Ne] 3s * เนื่องจาก Ne มีเลขอะตอม
2
6
2
2
2
12 Mg : 1s 2s 2p 3s Shorthand [Ne] 3s เท่ากับ 10

Neon Configuration
การจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุแทรนซิชั่น หาก valence electrons อยูใน s- หรือ p- orbital ธาตุนั้นเปน
Representative elements (หมู IA-VIIIA) ธาตุแทรนซิชั่นเปนธาตุที่มี valence electrons อยูใน d- หรือ f-
orbital (หมู IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB,IB และ IIB) ในตารางธาตุธาตุแทรนซิชั่นอยูระหวาง s blockกับ p

blockของ Representative elements

การจัดโครงแบบอิเล็กตรอน (Electronic Configurations)


















ี
* Cr จัดเรยงตัวแบบ Half-full d-orbital




















ี
* Cu จัดเรยงตัวแบบ full d-orbital








ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

27


Electron configurations of Cr and Cu













การจัดเรียงอิเล็กตรอนธาตุแทรนสิชันในคาบที่ n มักมีe อยูเต็มใน ns-orbitalและมี eไมเต็มใน (n-1)
d-orbital หรือ (n-2) f-orbital เชน Fe ในอะตอมอิสระ
26

2
Fe -------> [Ar] 4s 3d
6
เมื่อเกิดเปนสารประกอบจะเกิดการเสีย e ก็จะเสีย e ใน 4s-orbital กอน


2+
6
Fe ----> [Ar] 3d
5
3+
Fe ----> [Ar] 3d
6. ตารางธาตุและสมบัติของธาตุ


วิวฒนาการของตารางธาตุ
ั

โยฮันน์ โดเบอไรเนอร์ (Johann wolfgang Dobereiner)(ค.ศ. 1817) ได้ตั้งกฎแห่งสาม หรือ Triads

Law โดยสรุปว่า“ภายในหมู่เดียวกัน ธาตุที่อยู่ตรงกลางจะมีน้ าหนักอะตอมเท่ากับค่าเฉลี่ยของสองธาตุที่อยู่

ก่อนและหลัง” ซึ่งธาตุทั้ง 3 นั้น มีสมบัติคล้ายกันดังตารางที่ 11


ตารางที่ 11 มวลอะตอมเฉลี่ยของธาตุบางกลุ่มตามกฎสามชุด



















จอห์น นิวแลนด์ (John Alexander Reina Newlands)(ค.ศ. 864) ได้ตั้งกฎแห่งแปด หรือ Law of

octaves โดยเรียงธาตุตามแนวนอน 5 คาบ แต่ละคาบบรรจุธาตุ 7 ธาตุ โดยธาตุที่ 8 ที่มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่

1 จะจัดไว้เป็นธาตุที่ 1 ของคาบถัดไป ดังนี้





์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

28


เรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากตามแนวนอน จัดเรียงธาตุที่มีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ

โดยจัดไว้ช่วงละ 8 ธาตุ แต่ธาตุที่ 8 ของช่วงแรกจะมีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1 ของช่วงถัดมาจึงจัดให้ธาตุที่ 8

เลื่อนมาอยู่เป็นธาตุที่ 1 ของช่วงถัดมา ดังนี้

Li Be B C N O F


Na Mg Al Si P S Cl


K Ca Cr Ti Mn Fe Co a nd Ni


Cu Zn Y In As Se


Br Rb Sr Ce and Zr Nb and Mo Rh and Ru


*** แต่กฎของนิวแลนด์ใช้ได้กับ 20 ธาตุแรก ที่มีมวลอะตอมน้อยเท่านั้น ส่วนธาตุที่มีมวลอะตอมมากขึ้น จะไม่
ค่อยเป็นไปตามกฎ และการจัดเช่นนี้ ไม่สามารถอธิบายได้ว่า มวลอะตอมกบสมบัติที่คล้ายกันของธาตุสัมพันธ์
ั
กันอย่างไร



ยูลิอุส โลทาร์ ไมเออร์ (Lothar Meyer) (ค.ศ. 1869-1870) ไมเออร์ได้เขียนกราฟแสดงสมบัติ
กายภาพของธาตุโดยเรียงอะตอม ซึ่งกราฟที่ได้จะชี้ให้เห็นว่าสมบัติของธาตุมีความคล้ายคลึงกันเป็นช่วงๆจึงได้

ท าการเขียนกราฟสมบัติทางกายภาพของธาตุ เช่น จุดเดือดจุดหลอมเหลว และความหนาแน่น โดยเรียงล าดับ

ตามมวลอะตอมของธาตุ เรียกว่า ‘Lothar Meyer’s Curve’เช่น การเขียนกราฟตามจุดหลอมเหลวของธาตุ
โดยเรียงตามมวลอะตอมพบว่า จุดหลอมเหลวของธาตุจะซ้ ากันเป็นช่วงๆ คือ จุดหลอมเหลวขึ้น ลงเป็นช่วงๆ

ซึ่งแสดงให้เห็นว่าสมบัติของธาตุมีความคล้ายคลึงกับเป็นช่วงๆ























ภาพที่ 23 ภาพแสดงกราฟตามจุดหลอมเหลวของธาตุโดยเรียงตามมวลอะตอม



ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

29


มิทรี อิวาโนริช เมนเดเลเยฟ (Dimitri Mendeleev) ในปี ค.ศ. 1869 เมนเดลเลเยฟ ได้เสนอการจัด

ตารางธาตุที่ยึดถือเป็นแบบฉบับจนถึงปัจจุบัน ซึ่งได้จัดเรียงธาตุที่ค้นพบในสมัยนั้น 63 ธาตุตามมวลอะตอม

เป็น 8 หมู่โดยจัดให้ธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันอยู่ในหมู่เดียวกันโดยเรียงและเว้นช่องว่างไว้เมื่อพบว่ามีธาตุที่มี

สมบัติไม่สอดคล้องที่จะอยู่ในหมู่เดียวกัน ซึ่งเมนเดเลเยฟเสนอว่าช่องว่างเหล่านั้นควรเป็นต าแหน่งส าหรับธาตุ
ที่ยังไม่ค้นพบ และยังสามารถท านายสมบัติของธาตุที่ค้นไม่พบนั้นได้อย่างถูกต้อง โดยอาศัยตางรางธาตุที่เขา

ึ้
สร้างขนการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ของเมนเดเลเยฟ จะเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากและสมบัติที่
คล้ายกันเป็นช่วงๆ


เมนเดเลเยฟ ตั้งกฎพีริออดิก ( Periodic Law ) ไว้ว่า “สมบัติของธาตุเป็นไปตามมวลอะตอมของธาตุ

ิ่
โดยเปลี่ยนแปลงเป็นช่วงๆ ตามมวลอะตอมที่เพมขึ้น” นั่นคือ ธาตุในคาบเดียวกันจะมีระดับพลังงานเท่ากัน
และในหมู่เดียวกันจะมีจ านวนอิเล็กตรอนเท่ากันและมีสมบัติทางเคมีคล้ายกัน ซึ่งจัดเป็นตารางพีริออดิกได้ดังนี้
































ภาพที่ 24 ตารางธาตุของเมนเดเลเยฟ


้
*** เว้นไว้ส าหรับธาตุที่ยังไม่คนพบโดยท านายสมบัติขิงธาตุที่ยังไม่ค้นพบโดยอาศัยตารางที่เมนเดเลเยฟสร้าง
ขึ้น


เฮนรีย์ โมสลีย์ (Henry Mosley) ในปี ค.ศ. 1913 โมสลีย์ได้อาศัยความรู้ทาง X-rays หาเลขอะตอม

ของธาตุพบว่าการจัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมหรือจ านวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมสอดคล้องกับกฎพีริ

ออดิก ไม่มีปัญหาการสลับที่เหมือนการเรียงมวลอะตอม (เช่นตารางธาตุของเมนเดเลเยฟ Co อยู่หน้า Ni ทั้งท ี่

มวลอะตอมของ Co มากกว่า Ni) และโมสลีย์ได้ตั้งกฎพีริออดิกว่า “สมบัติของธาตุต่างๆขึ้นอยู่กับเลขอะตอม

และการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุเหล่านั้น และขึ้นอยู่กับการจัดอิเล็กตรอนของธาตุเหล่านั้น” กฏพิริออดิก





์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

30


ใหม่นี้ช่วยให้สามารถจัดธาตุต่างๆโดยเรียงตามเลขอะตอมได้ตามตารางธาตุที่สมบูรณ์ขึ้น ท าให้ง่ายต่อการ

จดจ าและใช้ท านายสมบัติของธาตุได้ดี


ตารางธาตุในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเยฟ โดยใช้เกณฑ์ดังนี้


- จัดเรียงธาตุตามล าดับของเลขอะตอมจากน้อยไปมาก

- จัดตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันและซ้ ากันเป็นช่วงๆ


- จัดธาตุตามความสัมพันธ์ที่เกี่ยวข้องกับการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม


กล่าวคือ ถ้าเลขอะตอมเพิ่มขนอีก 1 แล้วอิเล็กตรอนที่เพมขึ้นนี้ เข้าอยู่ในระดับพลังงานนอกสุจัดเป็น
ิ่
ึ้
ธาตุเรพรีเซนเตติฟ ถ้าเข้าในระดับพลังงานรองสุดท้ายจัดเป็นธาตุทรานซิชัน ถ้าเข้าไปในระดับพลังงานที่ 3 นับ

จากข้างนอกจัดเป็นธาตุอินเนอร์ทรานซิชัน


































ภาพที่ 25 ตารางธาตุในปัจจุบัน


ธาตุที่จัดเรียงในตารางธาตุจะแบ่งออกเป็น 7 คาบ 18 หมู่ *แถวที่ 8 และ 9 ถูกแยกออกมาจากคาบที่6 และ 7

เรียกว่า inner transition elements หรือ rare earth elements

ี่
** ธาตุที่ 58-71 (Lantanides) ในคาบที่ 6 และธาตุที่ 90-103 ( Actinides) ในคาบท 7 ถูกแยกหมู่ของธาตุ
แบ่งออกเป็น 2 กลุ่มไว้ด้านล่าง รวมเรียกว่า inner-transition ซึ่งมีสมบัติคล้ายกัน และไม่มีการแบ่งหมู่









์
ิ
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

31


หมธาตุในตารางธาตุ
ู่

หมู่ของธาตุ แบ่งออกเป็น 2

กลุ่ม A ตั้งแต่ IA – VIIIA


1. หมู่ IA – VIIIA เรียกวา ธาตุเรพรีเซนเททีฟ


2. หมู่ IA (Alkali metal) มีความเป็นโลหะมากสุด

3. หมู่ IIA (Alkali earth)


ี
ี
4. หมู่ VIIA (Halogen) มีความเป็นอโลหะมากทสุด
ี
5. หมู่ VIIIA (Noble gas) เป็นแก๊สเฉื่อย

กลุ่ม B ตั้งแต่ IIIB ถึง IIB (ระหว่างหมู่ IIA และ IIIA เริ่มคาบที่ 4 ) ธาตุในกลุ่มนี้เป็นโลหะทั้งหมด เรียกว่า

Transition Metal


ธาตุเรพรีเซนเททฟ (Representative Elements) คือธาตุที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ใน s- และ p-
ี
orbital โดยที่ใน d- และ f-orbitals อาจจะไม่มีหรือมีอิเล็กตรอนอยู่เต็มก็ได้หมู่ธาตุที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่
ใน s-orbitals ได้แก่หมู่ IA และ IIA p-orbitals ได้แก่หมู่ IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA และ VIIIA หรือ noble gas


การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม ่


การที่คณะนักวิทยาศาสตร์ต่างคณะตั้งชื่อแตกต่างกัน ท าให้เกิดความสับสน International Union of Pure

and Applied Chemistry (IUPAC) จึงได้ก าหนดระบบการตั้งชื่อขึ้นใหม่ โดยใช้กับชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมเกิน

100 ขึ้นไป ทั้งนี้ให้ตั้งชื่อธาตุโดยระบุเลขอะตอมเป็นภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย –ium


ระบบการนับเลขในภาษาละตินเป็นดังนี้


0 = nil (นิล) 1 = un (อุน)

2 = bi (ไบ) 3 = tri (ไตร)


4 = quad (ควอด) 5 = pent (เพนท์)


6 = hex (เฮกซ) 7 = sept (เซปท์)
์

8 = oct (ออกตฺ) 9 = enn (เอนน์)









ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

32


เลขอะตอม 101 มี หลักร้อย คือ 1 อ่านว่า Un


หลักสิบ คือ 0 อ่านว่า nil


หลักหน่วย คือ 1 อ่านว่า Un

น าหลักทั้งหมดมาเรียงกัน Un + nil + un + ium อ่านว่า


Unnilunium เขียนสัญลักษณ์ Unu


ธาตุที่มีเลขอะตอม 105 อ่านว่า Un + nil + pent + ium หรือ Unnilpentium เขียนสัญลักษณ์ Unp


สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ


1. ขนาดอะตอม


2. ขนาดไอออน

3. พลังงานไอออไนเซชัน


4. อิเล็กโตรเนกาติวิตี


5. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน


6. จุดเดือดจุดหลอมเหลว


7. เลขออกซิเดชัน


ขนาดอะตอม

ธาตุในคาบเดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ขนาดอะตอมจะเล็กลง เนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมี

จ านวนระดับพลังงานเท่ากัน แต่เมื่อเลขอะตอมเพิ่ม จ านวนโปรตอนจะเพิ่มขึ้นด้วย แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียส

กับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ขนาดจึงลดลง


ธาตุในหมู่เดียวกัน เมือเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ขนาดอะตอมจะใหญ่ขึ้น เพราะเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น จะม ี

ิ่
จ านวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้น แม้ว่าจ านวนโปรตอนจะเพมขึ้นด้วยก็ตาม แต่แรงดึงดูดต่อเวเลนซ์อิเล็กตรอนมี
ิ่
น้อย จึงท าให้ขนาดใหญ่ขึ้น กล่าวได้ว่ากรณีนี้การเพิ่มระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพมจ านวนโปรตอน














ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

33



































ภาพที่ 26 แสดงแนวโน้มขนาดอะตอม


ขนาดไอออน

ขนาดไอออน คือระยะระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครง

ผลึก






















ภาพที่ 27 แสดงขนาดไอออน



















์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

34





2
Mg : 1s 2s 2p 3s
6
2
2
160 pm





2
2
2+
Mg : 1s 2s 2p
6
65 pm





2
2
4
O : 1s 2s 2p
73 pm








4
2
O : 1s 2s 2p
2-
2
140 pm































์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ุ
ั

35


ขนาดไอออน


ไอออนของโลหะในหมู่เดียวกันจะมีขนาดใหญ่ขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น และไอออนของโลหะในคาบ

ี
เดียวกันจะมขนาดเล็กลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น












ไอออนของอโลหะในหมู่เดียวกันจะมีขนาดใหญ่ขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น





















































ภาพที่ 27 แสดงขนาดไอออน







์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั
ิ

36


พลังงานไอออไนเซชัน Ionization energy (IE)


พลังงานที่ใช้ในการดึง e- หลุดออกจากในสภาวะก๊าซ


⇒อะตอมใดมขนาดเล็ก จะท าให้ดึง e ออกยาก ⇒ IE สูง
-
ี
⇒อะตอมใดมขนาดใหญ่ จะท าให้ดึง e ออกง่าย ⇒ IE ต่ า
-
ี












ิ่
ธาตุในหมู่เดียวกัน ค่า IE จะลดลงเมื่อเลขอะตอมเพมขึ้น ทั้งนี้เพราะธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลข
1
อะตอมเพิ่มขึ้นขนาดอะตอมจะใหญ่ขึ้น การดึงอิเล็กตรอนจากอะตอมขนาดใหญ่ ซึ่งมีแรงดึงดูดระหว่าง

อิเล็กตรอนระดับนอกกับนิวเคลียสน้อย ย่อมง่ายกว่าการดึงอิเล็กตรอนจากอะตอมขนาดเล็ก ที่มีแรงดึงดูด
ระหว่างอิเล็กตรอนระดับนอกกับนิวเคลียสมาก


ิ่
ธาตุในคาบเดียวกัน ค่า IE จะเพมขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพมขน ทั้งนี้เพราะขนาดอะตอมเล็กลงการดึงดูด
ึ้
ิ่
1
ระหว่างอิเล็กตรอนระดับนอกกับนิวเคลียสเพิ่มขึ้น การดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมท าได้ยากขึ้น ค่าพลังงาน
ไอออไนเซชันจึงสูงขึ้น


































ภาพที่ 28 แสดงแนวโน้มค่าพลังงานไอออไนเซชัน




์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

37


อิเล็กตรอนอัฟฟินิตี Electron affinity (EA)


พลังงานที่ปลดปล่อยออกมาจากการรับอิเล็กตรอนของอะตอมธาตุแล้วเกิดเป็นแอนไอออน

ณ สถานะแก๊ส Cl(g) + e -----> Cl + พลังงาน
-
-
e -








แนวโน้มของค่า EA ในตารางธาตุ
















ธาตุในคาบเดียวกัน ค่า EA เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาของตารางธาตุเพราะธาตุทางขวามีขนาดเล็กกว่า

-
ธาตุทางซ้าย จึงรับ e ได้ดีกว่า e ที่เข้ามาใหม่จะถูกดึงดูดด้วย Nucleus ได้มากกว่า EA จึงมากกว่า
-
ธาตุในหมู่เดียวกัน ค่า EA ลดลงจากบนลงล่าง เพราะธาตุข้างบนมีขนาดเล็กกว่าธาตุข้างล่าง จึงมีแรง

ิ่
ดึงดูดระหว่างประจุบวกที่นิวเคลียสกับอิเล็กตรอนที่เพมเข้าในอะตอมได้มากกว่า ระยะทางจากนิวเคลียสถึง
ี
ขอบเขตของอะตอมสั้นกว่าอะตอมที่มขนาดใหญ่ที่อยู่ข้างล่างของหมู่ธาตุข้างบนรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุ
ข้างล่าง EA จึงมากกว่า



















ภาพที่ 29 แสดงแนวโน้มค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี





ิ
์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

38


อิเล็กโทรเนกาติวิตี Electronegativity (EN)


เป็นค่าสมมติที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจาก Nucleus


-
e คู่ร่วมพันธะของอะตอมที่มีขนาดเล็ก จะได้รับแรงดึงดูดจาก Nucleus มาก EN สูง
e คู่ร่วมพันธะของอะตอมที่มีขนาดใหญ่ จะได้รับแรงดึงดูดจาก Nucleus น้อย EN ต่ า
-

ิ่
ธาตุในคาบเดียวกัน ค่า EN จะเพมขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะขนาดอะตอมเล็กลงท าให้ได้รับแรงดึงดูด
จากนิวเคลียสมากกว่าอะตอมที่มีขนาดใหญ่ EN จึงสูงขึ้น


ธาตุหมู่เดียวกัน ค่า EN จะลดลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นท าให้นิวเคลียสมีโอกาส

ดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยกว่าอะตอมที่มขนาดเล็ก EN จึงต่ าลง
ี


























ภาพที่ 30 แสดงแนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี

จุดหลอมเหลวและจุดเดือด


โลหะในหมู่เดียวกัน คือ หมู่ IA , IIA, และ IIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มลดลง เมื่อเลข

ี
อะตอมเพิ่มขึ้น” เนื่องจากความแข็งแรงของพันธะโลหะลดลง เพราะมขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น

โลหะในคาบเดียวกัน คือ โลหะในหมู่ IA , IIA, และ IIIA ในคาบต่างๆ “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมี
ี
็
แนวโน้มสูงขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น” เนื่องจากมีพันธะโลหะที่แขงแรงมากขึ้น ทั้งนี้เพราะอะตอมมขนาดเล็ก
ลงและมีจ านวนเวเลนต์อิเล็กตรอนเพมขึ้น
ิ่

ี
หมายเหตุ ส าหรับธาตุหมู่ IVA และ VA จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมแนวโน้มของการเปลี่ยนแปลงไม่
ชัดเจน เนื่องจากมีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่แตกต่างกัน







เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
์
ุ
ั
ิ

39
















ภาพที่ 30 แสดงแนวโน้มจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของโลหะ


อโลหะในหมู่เดียวกัน คือ หมู่ VIA , VIIA, และ VIIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มเพิ่มขึ้น

ิ่
เมื่อเลขอะตอมเพมขึ้น” เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลคือแรงวันเดอร์วาลส์เพิ่มขึ้น เพราะมวล
ิ่
โมเลกุลและขนาดโมเลกุลเพมขึ้น

อโลหะในคาบเดียวกัน คือ อโลหะ หมู่ VA, VIA , VIIA, และ VIIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมี
แนวโน้มลดต่ าลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น” เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลคือ แรงวันเดอร์วาลส์มีค่า

ลดลง เพราะขนาดของโมเลกุลเล็กลง โดยเฉพาะก๊าซเฉื่อยเป็นก๊าซประเภทโมเลกุลเดี่ยว และมีขนาดเล็ก มีจุด

หลอมเหลวและจุดเดือดต่ ามาก





















ภาพที่ 30 แสดงแนวโน้มจุดเดือดและจุดหลอมเหลวของอโลหะ

เลขออกซิเดชัน ( Oxidation Number )


เป็นตัวเลขเพื่อแสดงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ ซึ่งส่วนใหญ่

เป็นเลขจ านวนเต็มรวมทั้งศูนย์และอาจมีเครื่องหมายเป็นบวกหรือลบก็ได้


การก าหนดค่าเลขออกซิเดชัน มีกฎดังนี้ คือ

1. อะตอมของธาตุต่าง ๆ ในสภาวะอิสระ ไม่ว่าจะอยู่ในภาพที่เป็นอะตอมเดียว หรือโมเลกุล จะมีเลข

ออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ เช่น Na Be He O S
2 8
2. ไอออนที่มีอะตอมเดี่ยวเลขออกซิเดชันจะมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น




์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ุ
ั

40


+
ี
Na มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ +1
Be มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ +2
2+

2-
O มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ -2
ั
3. เลขออกซิเดชันของโลหะอลคาไล ( หมู่ IA ) และโลหะอลคาไลน์เอิร์ท (หมู่ IIA ) ในสารประกอบ
ั
ต่าง ๆ มีค่าเท่ากับ +1 และ +2 ตามล าดับ


4. เลขออกซิเดชันของออกซิเจนในสารประกอบส่วนมาก มีค่าเท่ากับ -2


ยกเว้นสารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น H O และ Na O ⇒ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1
2 2
2 2
สารประกอบซุปเปอร์ออกไซด์ เช่น KO ⇒ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1/2
2

สารประกอบ OF ⇒ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน +2
2

5. เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจนในสารประกอบส่วนมากมีค่าเท่ากับ +1 ยกเว้นในสารประกอบ

พวกไฮไดรด์ไอออนิก ซึ่งไฮโดรเจนมีค่าเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 เช่นLiAlH และ NaBH
4
4
6. ผลรวมทางพีชคณิตของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในสูตรเคมีใด ๆ จะมีค่าเทากับประจุ
่
ส าหรับกลุ่มของอะตอมที่เขียนแสดงในสูตรนั้น ๆ เช่น ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ KMnO เท่ากับ 0
4
3-
ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ NO เท่ากับ -1

7. สมบัติของธาตุและสารประกอบของธาตุ


ธาตุหมู่ IA (โลหะแอลคาไล) Li Na K Rb Cs Fr


สมบัติที่ส าคัญของธาตุหมู่ IA


1. เป็นของแข็งทอ่อน ใช้มีดตัดได้ น้าความร้อนและไฟฟ้าได้ดี
ี่
2. เมื่อเปรียบเทียบกับธาตุอื่นในคาบเดียวกัน


- ธาตุหมู่ IA มีความเป็นโลหะมากที่สุด


- ธาตุหมู่ IA มีขนาดอะตอมใหญ่ที่สุด


- ธาตุหมู่ IA มีค่า IE1 และ EN ต่ าที่สุด


- ธาตุหมู่ IA เป็นโลหะที่เสียอิเล็กตรอนได้ง่ายที่สุด







์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

41


3. มีความหนาแน่นต่ า ( Li, Na และ K หนาแน่นน้อยกว่าน้ า)


4. เมื่อรวมตัวกับอโลหะได้สารประกอบไอออนิก ซึ่งธาตุหมู่ IA มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +1


ิ
5. เป็นโลหะที่ว่องไวในการเกดปฏิกิริยามาก
ท าปฏิกิริยารุนแรงกับน้ าหรือไอน้ าในอากาศ ให้ H และความร้อนจ้านวนมาก -----> จึงต้องเก็บไว้ในน้ ามัน
2

ธาตุหมู่ IIA (โลหะแอลคาไลน์ เอิร์ท) Be Mg Ca Sr Ba Ra


สมบัติที่ส าคัญของธาตุหมู่ IIA


1. เป็นของแข็ง มีความหนาแน่นมากกว่าธาตุหมู่ IA จึงมี ความแข็งมากกว่า


2. เป็นโลหะ แต่น้อยกว่าธาตุหมู่ IA เมื่อเปรียบเทียบในคาบ เดียวกัน


3. น าความร้อนและไฟฟ้าได้ดี แต่น้อยกว่าธาตุหมู่ IA ในคาบเดียวกัน

4. มีค่า IE1 และ EN ต่ า แต่สูงกว่าธาตุหมู่ IA


5. มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงกว่าธาตุหมู่ IA ในคาบเดียวกัน เพราะมีพันธะโลหะที่แข็งแรงกว่า


6. เสียอิเล็กตรอนได้ง่าย (ตัวรีดิวซ์ที่ดี) แต่ไม่ดีเท่ากับธาตุหมู่ IA ในคาบเดียวกัน


7. เมื่อรวมตัวกับอโลหะจะได้สารประกอบไอออนิก ซึ่งธาตุหมู่ IIA มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +2


8. ธาตุหมู่นี้สามารถท้าปฏิกิริยากับน้ า และสารอื่นได้หลายชนิด เนื่องจากเป็นธาตุที่ว่องไว และความ

ว่องไวเพมขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น
ิ่
ธาตุหมู่ VIIA (แฮโลเจน) F Cl Br I At


ี่
สมบัติส าคัญทของธาตุหมู่ VIIA

1. ธาตุในหมู่นี้มีทั้ง 3 สถานะ ก๊าซ ของเหลว ของแข็ง


ี
ิ
2. ธาตุแฮโลเจนทุกชนิดเป็นพษ F เป็นแก๊สพิษอย่างแรง , Cl เป็นแก๊สพิษมกลิ่นฉุนจัด
2
2
3. ธาตุทุกตัวเป็นอโลหะ ไม่น้าไฟฟ้าทุกสถานะ
4. โมเลกุลของธาตุแฮโลเจนประกอบด้วย 2 อะตอม (diatomic molecule) F Cl Br I
2
2 2 2
5. มีจุดเดือด จุดหลอมเหลวต่ า เพราะแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของธาตุแฮโลเจน


เป็นแรงแวนเดอวาลส์





ิ
์
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

42


6. IE , EN สูง และมีค่าสูงสุดเมื่อเทียบกับธาตุในคาบเดียวกัน


ี
7. ละลายได้ดีในตัวท้าละลายอินทรีย์ซึ่งไม่มขั้ว เช่น คาร์บอนเตตระคลอไรด์ (CCl ) , เฮกเซน
4
(C H ), เบนซีน(C H )
6 14
6 6
8. มีเลขออกซิเดชันหลายค่า แต่ในสารประกอบส่วนใหญ่ธาตุแฮโลเจนมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1

9. ในหมู่เดียวกันความว่องไวในการท้าปฏิกิริยาลดลงจากบนลงล่าง


ธาตุหมู่ VIIIA (ก๊าซเฉี่อย) He Ne Ar Kr Xe Rn


ก๊าซเฉื่อย 1 อะตอม เท่ากับ 1 โมเลกุลปนอยู่กับอากาศประมาณร้อยละ 1 โดยปริมาตร พบว่ามี Ar

อยู่มากที่สุดคือประมาณร้อยละ 96.6 ของก๊าซเฉื่อยทั้งหมด ความวอ่องไวในการเกิดปฏิกิริยา Xe > Kr >Ar >
Ne > He ส่วน Rn เป็นธาตุกัมมันตรังสีพบว่า Xe และ Kr สามารถท าปฏิกิริยากับ F และ O ได้
2
2
ประโยชน์ของก๊าซเฉื่อย

1. ก๊าซฮีเลียม (He): เป็นก๊าซที่มีมวลโมเลกุลน้อย ไม่ติดไฟจึงใช้บรรจุบัลลูนแทนก๊าซไฮโดรเจนและใช้ผสมกับ

ก๊าซออกซิเจนในอัตราส่วน 4 ต่อ 1 โดยปริมาตร เพื่อใช้ในการหายใจส าหรับผู้ที่ลงไปท้างานในทะเลลึก


2. ก๊าซนีออน (Ne): ใช้บรรจุในหลอดไฟโฆษณาให้หลอดไฟสีแดงเข้ม

3. ก๊าซอาร์กอน (Ar): ใช้เป็นก๊าซบรรจุในหลอดไฟฟ้าเพอให้ไส้หลอดมีอายุการใช้งานนานมากขึ้น ใช้บรรจุใน
ื่
หลอดไฟโฆษณาเพอให้แสงสีม่วงสีน้าเงิน และใช้ในอุตสาหกรรมการเชื่อมโลหะ
ื่
ี
4. ก๊าซคริปทอน (Kr): ใช้ในหลอดไฟแฟลชส้าหรับการถ่ายภาพด้วยความเร็วสูง

5. ซีนอน (Xe): เป็นก๊าซที่ช่วยให้สลบ แต่มีราคาแพงมาก


6. เรดอน (Rn): ใช้รักษาโรคมะเร็ง

ธาตุกึ่งโลหะ B Si Ge As Sb Te Po At


สมบัติของสารประกอบคลอไรด์ของธาตุตามคาบ


1. สารประกอบคลอไรด์ของธาตุหมู่ IA, IIA มีสมบัติเป็นกลาง ยกเว้น BeCl2 มีสมบัติ


เป็นกรด ส่วนสารประกอบคลอไรด์ของธาตุหมู่ IIIA ถึง VIIA มีสมบัติเป็นกรด


2. สารประกอบคลอไรด์ที่ไม่ละลายน้ าได้แก่ CCl
4

3. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาของสารประกอบคลอไรด์กับน้ าได้ดังนี้


PCl + 4H O → H PO + 5HCl SiCl + 2H O → SiO + 4HCl
2
5
2
3
4
2
4
์
ิ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ุ
ั

43







* ของเหลว

๊
** กาซ








ภาพที่ 31 สมบัติของสารประกอบคลอไรด์ของธาตุ

สารประกอบออกไซด์ที่ควรรู้จัก


สารประกอบออกไซด์ของธาตุหมู่ IA, IIA มีสมบัติเป็นเบส ส่วนสารประกอบออกไซด์ของธาตุหมู่ IIIA

ถึง VIIA มีสมบัติเป็นกรด ยกเว้น H2O มีสมบัติเป็นกลาง








* ของเหลว

๊
** กาซ













ภาพที่ 32 สมบัติของสารประกอบออกไซด์ของธาตุ

ปฏิกิริยาของธาตุและสารประกอบตามหม ู่


โลหะหมู่ IA และ IIA ท าปฏิกิริยากับน้ าได้สารละลายเบสและก๊าซไฮโดรเจน โดยโลหะหมู่ IA จะ

เกิดปฏิกิริยากับน้ าได้ดังสมการ 2Na(s) + 2H O(l) → 2NaOH(aq) + H (g)
2
2
โลหะหมู่ IIA จะท าปฏิกิริยากบน้ าร้อนได้ดีกว่าน้ าเย็น Mg(s) + 2H O(l) → Mg(OH) (aq) + H (g)
ั
2
2
2
ั
โลหะหมู่ IIIA ไม่ท าปฏิกิริยากบทั้งน้ าร้อนและน้ าเย็น





ั
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
์
ิ

44


Al(s) + H O(l) → ไม่เกิดปฏิกิริยาหรือเกิดช้ามาก { 2Al(OH) (aq) + 3H (g)}
3
2
2
** สรุปความว่องไวในการท าปฏิกิริยากับน้ าได้ดังนี้ ธาตุหมู่ IA > หมู่ IIA > หมู่ IIIA


การละลายน้ าของสารประกอบธาตุหมู่ IA และ IIA


ตารางที่ 11 สรุปการละลายน้ าของธาตุหมู่ IA และ IIA




































ปฏิกิริยาของธาตุหมู่ VIIA





























์
ิ
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

45


ปฏิกิริยาของธาตุหมู่ VIIA


ความสามารถในการท าปฏิกิริยาของธาตุหมู่ VIIA จะลดลงตามล าดับจากบนลงล่าง โดยธาตุที่อยู่

ตอนบนสามารถท าปฏิกิริยากับสารประกอบแฮไลด์ของปฏิกิริยาของธาตุหมู่ VIIA ธาตุในหมู่เดียวกันที่อยู่
ิ
ตอนล่างได้ แสดงว่าตัวออกซไดส์ ( เกิดปฏิกิริยารีดักชัน; รับ e-) : F >Cl > Br > I ธาตุหมู่ VIIA ท า
2
2
2
2
ปฏิกิริยากับสารอื่นๆ เกิดสารประกอบได้หลายชนิดเช่น NaCl, HF
ต าแหน่งของธาตุ H ในตารางธาตุ


ธาตุ H อาจมีลักษณะคล้ายกับธาตุในหมู่ IA และหมู่ VIIA ได้ด้วย ดังข้อเปรียบเทียบดังนี้คือ


ตารางที่ 12 ตารางเปรียบเทียบต าแหน่ง H






















**ดังนั้น จึงจัด H ไว้ต่างหาก คาบเกี่ยวระหว่าง หมู่ IA และหมู่ VIIA


ธาตุแทรนซิชัน (Transition elements)

สมบัติของธาตุแทรนซิชัน


1. เป็นโลหะ มีความแข็ง แวววาว สามารถตีเป็นแผ่นได้ แต่มี ความเป็นโลหะน้อยกว่า IA และ IIA

2. แข็ง มีจุดเดือด จุดหลอมเหลว และความหนาแน่น สูงกว่าธาตุหมู่ IA และ IIA


3. น้าความร้อนและไฟฟ้าได้ดี


4. มีสมบัติคล้ายกันทั้งภายในหมู่และภายในคาบเดียวกัน

5. มีเลขออกซิเดชันหลายค่า เช่น Fe มีเลขออกซิเดชัน +2, +3 Cr มีเลขออกซิเดชัน +6, +3, +2

ยกเว้น หมู่ IIB และ IIIB มีเลขออกซิเดชัน +2 และ +3 ตามล้าดับ

6. ไอออนและสารประกอบของธาตุแทรนซิชันมีสี








์
ิ
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

46


7. ขนาดอะตอมในคาบเดียวกันจะเล็กลงจากซ้ายไปขวา เล็กน้อย และขนาดอะตอมเล็กกว่าธาตุหมู่

IA และ IIA ในคาบเดียวกัน

8. IE1 และ EN ต่ า แต่สูงกว่าธาตุหมู่ IA และหมู่ IIA ในคาบ เดียวกัน


เลขออกซิเดชันของธาตุแทรนซิชัน






























ภาพที่ 33 เลขออกซิเดชันของธาตุแทรนซิชัน


ธาตุแทรนซิชันและสารประกอบเชิงซ้อนของธาตุแทรนซิชัน


ตารางที่ 13 ธาตุแทรนซิชันและสารประกอบเชิงซ้อนของธาตุแทรนซิชัน




































์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

47


สารประกอบเชิงซ้อนของธาตุแทรนซิชัน


โลหะแทรนซิชันมีโครงสร้างทางอิเล็กตรอนที่แตกต่างไปจากโลหะหมู่ที่ IA และหมู่ IIA คือสามารถ

รวมกับไอออน หรือหมู่ไอออน โมเลกุลหรือสารบางชนิดที่มีอิเล็กตรอนคู่ว่างอยู่เกิดเป็นสารประกอบโคเวเลนต์
ที่เรียกว่า สารประกอบโคออดิเนชันหรือสารประกอบเชิงซ้อน (Complex Compound)


สารประกอบเชิงซ้อน คือ สารประกอบที่มีไอออนเชิงซ้อนเป็นองค์ประกอบอยู่ด้วย ส่วนมากเกิดกับ

ธาตุแทรนซิชันไอออนเชิงซ้อน คือ สารที่เกิดจากไอออนลบ (anions) หรือโมเลกุลที่เป็นกลางไม่มีประจุจ านวน

2+
หนึ่ง หรือมากกว่านั้นมาสร้างพันธะเคมีกับไอออนกลางของโลหะ เช่น Cu(NH ) , ไอออนเชิงซ้อนมี 2 ชนิด
3 4
คือ ไอออนเชิงซ้อนที่เป็นไอออนบวก และไอออนลบ


อะตอมกลางหรือไอออนกลาง (Central atom ion) คือ อะตอมของธาตุที่อยู่แกนกลางของสาร
่
เชิงซ้อน ส่วนมาก ได้แก โลหะแทรนซิชัน

ลิแกนด์ คือ ไอออนหรือโมเลกุลที่ล้อมรอบอะตอมกลางหรือไอออนกลาง สารพวกนี้เป็นสารที่มี

-
3
-
อะตอมของธาตุที่มีอิเล็กตรอนคู่อิสระอยู่ เช่น F, Br, OH, SCN, S ,CO, NH ,H O เป็นต้น
2-
-
-
2
พันธะระหว่างลิแกนด์ และโลหะแทรนซิชันที่อยู่กลางในสารเชิงซ้อนเป็นพันธะโคเวเลนต์ และจ านวน
ลิแกนด์ที่ล้อมรอบโลหะแทรนซิชันที่อยู่กลาง เรียกว่า เลขโคออร์ดิเนชัน และเลขโคออร์ดิเนชันเป็นเท่าใดนั้น
ขึ้นอยู่กับชนิดของธาตุแทรนซิชัน เลขออกซิเดชันของโลหะแทรนซิชัน และชนิดของลิแกนด์ด้วย
































ภาพที่ 34 องค์ประกอบของสารประกอบเชิงซ้อน







ิ
์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ั

48



























ภาพที่ 35 โครงสร้างของสารประกอบเชิงซ้อน


การเขียนสูตรและการเรียกชื่อสารประกอบเชิงซ้อน

่
1. เรียกชื่อไอออนบวกกอนไอออนลบ เช่นเดียวกับการเรียกชื่อสารประกอบไอออนิก

2. การเรียกชื่อไอออนเชิงซ้อน ให้เรียกชื่อลิแกนด์ก่อนแล้วตามด้วยชื่อของไอออน


ของธาตุแทรนซิชัน


**การเรียกชื่อลิแกนด์


1) ไอออนลบที่ลงท้ายด้วย -ide เปลี่ยนเป็น –o


ตารางที่ 14 การอ่านชื่อลิแกนด์































เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
์
ุ
ั
ิ

49


2) ไอออนลบที่ลงท้ายด้วย –ite หรือ –ate เปลี่ยนเป็น –ito , –ato


ตารางที่ 15 การอ่านชื่อลิแกนด์






















3) ลิแกนด์ที่ไม่มีประจุหรือเป็นกลาง : ให้เรียกเหมือนกับโมเลกุลที่เป็นกลาง ยกเว้น


ตารางที่ 16 การอ่านชื่อลิแกนด์



















4) ถ้าสารประกอบเชิงซ้อนมีลิแกนด์ชนิดเดียวกันมากกว่าหนึ่ง : ให้บอกจ านวนที่ซ ้ากันไว้หน้าชื่อลิแกนด์ด้วย
ี
ภาษากรีก


2 = ได (di) 3 = ไตร (tri) 4 = เตตระ (tetra) 5 = เพนตะ (penta)


6 = เฮกซะ (hexa) 7 = เฮปตะ (hepta) 8 = ออกตะ (octa) 9 = โนนะ (nona)


10 = เดคะ (deca)


**การเรียกชื่อไอออนเชิงซ้อน


1) ถ้าไอออนเชิงซ้อนมีประจุเป็นลบ : ให้เรียกชื่อลิแกนด์แล้วตามด้วยชื่อโลหะ และเปลี่ยนค าลงท้ายเป็น –ate
และใส่เลขออกซิเดชันไว้ในวงเล็บต่อจากชื่อโลหะด้วยเลขโรมัน 1= I 2 = II 3 = III 4 = IV 5 = V


6 = VI 7 = VII 8 = VIII 9 = IX 10 = X





์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั

50


ตารางที่ 17 การเรียกชื่อไอออนเชิงซ้อน






























2) ไอออนเชิงซ้อนที่มีประจุเป็นลบ : ชื่อโลหะบางตัวมีชื่อเรียกเป็นภาษาละตินให้ใช้ภาษาละตินและ
ลงท้ายด้วย –ate


ตารางที่ 18 การเรียกชื่อไอออนเชิงซ้อน






























3. ในกรณีที่สารประกอบเชิงซ้อนนั้นมีลิแกนด์หลายชนิด ให้เรียกชื่อลิแกนด์ที่มีประจุลบก่อน ตาม

ด้วยลิแกนด์ที่เป็นกลาง และลิแกนด์ที่มีประจุบวกไว้ท้ายสุด











์
ุ
เคมี 1 อะตอมและตารางธาต โดยนายวชรนทร เลาะหะนะ
ิ
ั