สมุดเล่มเล็กโครงสร้างอะตอม

อะตอม โครงสร้าง จัดทำ โดย นายปัณณพัฒน์ สิทธิปกรณ์ เลขที่ 20 ม.4/1 นายวีรพัฒน์ แฉล้มรักษ์ เลขที่ 29 ม.4/1 นายสุรวีร์ ศิริโยธา เลขที่ 35 ม.4/1

สารบัญ แบบจำ ลองอะตอมของดอลตัน แบบจำ ลองอะตอมของทอมสัน แบบจำ ลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด อนุภาคมูลฐานของอะตอม สัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุ ไอโซโทป ไอโซบาร์ ไอโซโทน และไฮโซอิเล็กทรอนิกส์ การหามวลอะตอมของธาตุเมื่อคิดไอโซโทป แบบจำ ลองอะตอมของโบร์ เส้นสเปกตรัมของธาตุและการแปลความหมาย พลังงานไอออไนเซชัน การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม แบบจำ ลองอะตอมกลุ่มหมอก 1 2 3 5 6 7 9 10 11 15 17 21 การทดลองหยดน้ำ มันของ รอเบิร์ต แอนดรูส์ มิลลิแกน 4

แบบจำ ลองอะตอมของ จอห์น ดอลตัน ในปี พ.ศ. 2346 (ค.ศ. 1803) จอห์น ดอลตัน (John Dalton) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอม เพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารก่อนและหลังทำ ปฏิกิริยา รวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็น สารประกอบ ซึ่งสรุปได้ดังนี้ 1. ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็กๆหลาย อนุภาคเรียกอนุภาคเหล่านี้ว่า “อะตอม” ซึ่งแบ่งแยกและทำ ให้สูญหายไม่ได้ 2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมี สมบัติเหมือนกัน แต่จะมีสมบัติ แตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น 3. สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุ มากกว่าหนึ่งชนิดทำ ปฏิกิริยา เคมีกันใน อัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ ทฤษฎีอะตอมของดอลตันใช้อธิบายลักษณะและ สมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่ง แต่ต่อมา นักวิทยาศาสตร์ค้นพบข้อมูลบางประการที่ไม่ สอดคล้องกับทฤษฎีอะตอมของ ดอลตัน เช่น พบ ว่าอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจมีมวลแตก ต่างกันได้ ลักษณะแบบจำ ลอง 1

เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน แบบจำ ลองอะตอมของ วิลเลียม ครูกส์ ได้สร้างหลอดรังสีแคโทด ขึ้นมาโดยใช้แผ่นโลหะ 2 แผ่นเป็นขั้วไฟฟ้า โดยต่อขั้วไฟฟ้าลบกับขั้วลบของเครื่อง กำ เนิดไฟฟ้าเรียกว่า แคโทด ต่อขั้วไฟฟ้าบวกเข้ากับขั้วบวกของเครื่อง กำ เนิดไฟฟ้าเรียกว่า แอโนด การค้นพบอิเล็กตรอน/โปรตรอน รังสีนี้จะเบี่ยงเบนเข้าหาขั้วบวก แสดงว่า รังสีนี้เป็นประจุลบ แต่ ไม่ทราบว่าเกิดจากก๊าซในหลอดรังสีแคโทด หรือเกิดจาก ขั้วไฟฟ้า ทอมสัน จึงทำ การทดลองเกี่ยวกับการนำ ไฟฟ้าของ ก๊าซในหลอดรังสีแคโทด พบว่า ไม่ว่าจะใช้ก๊าซใดบรรจุ ในหลอดหรือใช้โลหะใดเป็นแคโทด จะได้ผลการทดลอง เหมือนเดิม จึงสรุปได้ว่า อะตอมทุกชนิดมีอนุภาคที่มีประจุลบ เป็นองค์ประกอบ เรียกว่า "อิเล็กตรอน" อะตอมของธาตุประกอบด้วยอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุไฟฟ้าเป็นลบ ทำ ให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่าองค์ประกอบอีกส่วนหนึ่งของอะตอม จะต้องมีประจุบวกด้วย ออยแกน โกลด์สไตน์ (Eugen Goldstein) นักวิทยาศาสตร์ ชาวเยอรมัน ได้ทดลองเกี่ยวกับหลอดรังสีแคโทด โดยดัดแปลงหลอดรังสีแคโทด แบบจำ ลองอะตอม อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลมประกอบด้วย อนุภาคโปรตอน และ อนุภาคอิเล็กตรอน กระจัดกระจายอย่างสม่ำ เสมอ 2

การทดลองหยดน้ำ มันของ รอเบิร์ต แอนดรูส์ มิลลิแกน มิลลิแกน ได้ทำ การทดลองเพื่อหาค่าประจุของอิเล็กตรอนโดยวิธีหยดน้ำ มัน ทำ ได้โดย พ่นน้ำ มันเป็นละอองเม็ดเล็ก ๆ ให้ตกลงมาระหว่างแผ่นโลหะ 2 แผ่น แล้วใช้รังสีเอกซ์ไปดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมของก๊าซในอากาศ แล้ว ให้อิเล็กตรอนไปเกาะหยดน้ำ มัน พบว่า แต่ละหยดน้ำ มันมีอิเล็กตรอนมา เกาะจำ นวนไม่เท่ากัน นั่นคือ หยดน้ำ มันบางหยดมีอิเล็กตรอนเกาะติดเพียง ตัวเดียว บางหยดก็มีมากกว่า 1 ตัว หยดน้ำ มันจะตกลงมาตามแรงโน้มถ่วง ของโลก จากนั้นให้กระแสไฟฟ้าเข้าไปในแผ่นประจุบวกและลบ แผ่นประจุ ลบซึ่งอยู่ด้านล่างผลักหยดน้ำ มันที่มีอิเล็กตรอนมาเกาะจนหยุดนิ่ง ซึ่งดูได้ ด้วยกล้องจุลทรรศน์(microscope) แสดงว่า แรงโน้มถ่วงของโลกเท่ากับแรง จากสนามไฟฟ้า แล้วคำ นวณหาค่าประจุ จากผลการทดลองมิลลิแกนคำ นวณหาค่าประจุของอิเล็กตรอนได้คือ 1.60 X 10-19 คูลอมบ์ ซึ่งเป็น ค่าประจุของอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน จากการทดลองของมิลลิแกน เราทราบค่า e = 1.60 X 10-19 คูลอมบ ์ จากการทดลองของทอมสัน เราทราบค่า e/m = 1.76 X 108 คูลอมบ์/กรัม แทนค่า 1.60 X 10-19/m = 1.76 X 108 m = 9.11 X 10-28 กรัม ดังนั้น เราจะทราบมวลของอิเล็กตรอนเท่ากับ 9.11 X 10-28 กรัม 3

แบบจำ ลองอะตอมของ เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด ปี 1911 รัทเทอร์ฟอร์ด กล่าวว่า ทฤษดีแบบจำ ลองอะตอมแบบขนมปัง ลูกเกดของเจ. เจ. ทอมสัน นั้นไม่ถูกต้อง รัทเทอร์ฟอร์ดจึงทำ การทดสอบ รัทเทอร์ฟอร์ดทดสอบทฤษฎีนี้โดยการปล่อยอนุภาคแอลฟาที่ถูกปล่อยออกมาจากเรเดียมให้เข้าไปที่ แผ่น ทองคำ เปลว (gold foil) แล้วใช้วิธีตรวจจับและนับอนุภาคแอลฟา มาตรวจจับและนับอนุภาคแอลฟา ที่ทะลุ เข้าไปในแผ่นทองคำ เปลว ว่าทะลุหรือหลุดกระเด็นออกมาในทิศทางใดบ้างและมีจำ นวนเท่าใด ผลปรากฏว่า อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่ทะลุผ่านไป และมีจำ นวนเล็กน้อยที่กระดอนกลับหลัง แสดงว่าอะตอม มีเนื้อที่ส่วนใหญ่ เป็นประจุลบ ล้อมรอบแก่นเล็ก ๆ ที่มีประจุบวกอยู่ตรงกลางที่ทำ ให้อนุภาคแอลฟา ซึ่งก็มีประจุบวก จึงผลักกัน ให้กระดอนกลับหลังออกมา ในปี 1911 เขาใช้การทดสอบทดลองระบายละอองอัลฟา ผ่านแผ่นเล็กๆ ที่สร้างจากแผ่นเคมีบรอนซ์ (boron) และค้นพบ ว่าอะตอมมีโครงสร้างที่มีส่วนที่เป็นแกนที่มีประจุบวกเรียกว่า "นิวกลีอัส" (nucleus) ซึ่งมีมวลและประจุบวกอยู่กึ่งกลางของ อะตอม และอิเล็กตรอนมีประจุลบและอยู่รอบนิวกลีอัสนี้ จึงตั้งชื่อ มันว่า นิวตรอน และเสนอทฤษฎีว่า นิวเคลียสของอะตอม นอกจากมีประจุบวกจาก นิวตรอน แล้ว ยังประกอบด้วยอนุภาคที่ ไม่มีประจุซึ่งเขาเรียกว่า “นิวตรอน” ซึ่งจะได้รับการพิสูจน์ความ ถูกต้องในอีก 13 ปีข้างหน้าโดยลูกศิษย์ของเขาเอง เขาจึงได้สร้าง แบบจำ ลองอะตอมขึ้นมา ดังภาพ แต่เนื่องจากแบบจำ ลองอะตอมของรัทเธอร์ฟอร์ด ยังมีข้อบกพร่องบางประการ เช่น ไม่สามารถ อธิบายได้ว่าทำ ไมอิเล็กตรอนจึงวนรอบนิวเคลียสได้ โดยไม่สูญเสียพลังงาน และทำ ไมประจุไฟฟ้า บวกจึงรวมกันอยู่ภายในนิวเคลียสได้ ทั้งๆที่มีแรงผลักเนื่องจากประจุไฟฟ้าชนิดเดียวกัน จึงทำ ให้ นักฟิสิกส์พยายามหาแบบจำ ลองอะตอมขึ้นใหม่ 4

ต่อมาในปี พ.ศ. 2475 (ค.ศ. 1932) เจมส์ แชดวิก (James Chadwick) ได้ ค้นพบอนุภาคอีกชนิดหนึ่ง ไม่มีประจุไฟฟ้า และตั้งชื่อว่า “นิวตรอน” (neutron) นิวตรอนมีมวลมากกว่าโปรตอนเล็กน้อย โดยมีมวลเท่ากับ 1.675x 10–24 กรัม และรัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอว่านิวตรอนเป็นอนุภาคที่อยู่ใน นิวเคลียสของอะตอม ปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์พบว่าโปรตอนและนิวตรอนอัดกันแน่นอยู่ในนิวเคลียสยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงนิวเคลียร์ (nuclear force) และ อนุภาคที่ประกอบเป็นนิวเคลียสเรียกว่า “นิวคลีออน” (nucleon) อนุภาคมูลฐาน ของอะตอม ในการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดสรุปว่าอะตอมมีโปรตอนและอิเล็กตรอนเป็นองค์ประกอบ ดังนั้น การคิดมวลอะตอมควรคิดจากมวลโปรตอนรวมกับมวลของอิเล็กตรอน แต่มวลของอิเล็กตรอนน้อยมาก การคิดมวลอะตอมจึงคิดจากมวลโปรตอน พบว่ามวลโปรตอน 1 โปรตอนเท่ากับ 1.673 x 10–24 กรัม หรือคิดเป็น 1 หน่วยมวลอะตอม (1 amu = 1 atomic mass unit) ดังนั้นมวลอะตอมควรมีค่าเท่ากับหรือใกล้ เคียงกับจำ นวนโปรตอน แต่จากการทดลองกลับพบว่ามวลอะตอมจริง ๆ มีค่าเป็น 2 เท่าหรือมากกว่า 2เท่าของจำ นวนโปรตอน ในปี พ.ศ. 2463 (หรือค.ศ.1920) รัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอความเห็นว่าน่าจะมี อนุภาคอีกชนิดหนึ่งที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งมีมวลใกล้เคียงกับมวลโปรตอน อนุภาคในอะตอม ในปัจจุบันพบว่าในอะตอมประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ มากกว่า 30 ชนิด และแบ่งออกเป็น 2 ประเภท ดังนี้ 1. อนุภาคที่ไม่เสถียร (unstable particles) เป็นอนุภาคที่ไม่อยู่ตัว สลายตัวได้ง่าย อนุภาค เหล่านี้เกิดจากการยิงนิวเคลียสของอะตอมด้วยอนุภาคชนิดต่าง ๆ ตัวอย่างอนุภาคที่ไม่เสถียร ได้แก่ positron , antiproton , neutrino เป็นต้น 2. อนุภาคที่เสถียร (stable particles) เป็นอนุภาคที่อยู่ตัว ไม่สลายตัว มี 3 ชนิดคือ โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน เรียกอนุภาคทั้งสามว่า “อนุภาคมูลฐานของอะตอม” 5

สัญลักษณ์นิวเคลียร์ คือ สัญลักษณ์ที่เขียนแทนนิวเคลียสของธาตุต่างๆ ซึ่งประกอบด้วย สัญลักษณ์ของธาตุ (X) เลขมวล (A) และเลขอะตอม (Z) ซึ่งสามารถบอกจำ นวนอนุภาคมูลฐาน หรือโปรตอน นิวตรอน อิเล็กตรอน และประจุของธาตุได้ เลขอะตอม บอกจำ นวนโปรตอนในนิวเคลียส และเป็นค่าที่บ่งบอกชนิดของธาตุ เช่น นิวเคลียสของคาร์บอน (C) มีจำ นวนโปรตอน 6 โปรตอน นิวเคลียสของฟลูออรีน (F) มี จำ นวนโปรตอน 9 โปรตอน เป็นต้น เลขมวล บอกมวลของธาตุ ซึ่งพิจารณาเฉพาะโปรตอนและนิวตรอน เลขมวลจึงเป็นผลรวมของโปรตอน และ นิวตรอน อิเล็กตรอน เมื่อธาตุนั้นเป็นกลาง จะมีค่าเท่ากับเลขอะตอม แต่ หากธาตุนั้นมีประจุลบ (-) ให้นำ จำ นวน ลบ นั้นไป บวก เพิ่มกับ เลขอะตอม หรือ ถ้าธาตุนั้นมีประจุบวก (+) ให้นำ จำ นวน บวก นั้นไป ลบ ออกจาก เลขอะตอม ก็จะทราบจำ นวนอิเล็กตรอน เช่น x7 2- จะมี อิเล็กตรอน อยู่ 7 + 2 = 9 ตัว x9 4+ จะมี อิเล็กตรอน อยู่ 9 - 4 = 5 ตัว 6

ไอโซโทป (อังกฤษ: isotope) เป็นความแตกต่างขององค์ประกอบทางเคมีที่เฉพาะเจาะจงของธาตุนั้นซึ่งจะแตก ต่างกันในจำ นวนของนิวตรอน นั่นคืออะตอมทั้งหลายของธาตุชนิดเดียวกัน จะมีจำ นวนโปรตอนหรือ เลขอะตอมเท่ากัน แต่มีจำ นวนนิวตรอนต่างกัน ส่งผลให้เลขมวล (โปรตอน+นิวตรอน) ต่างกันด้วย และเรียกเป็นไอโซโทปของธาตุนั้น ๆ เช่น 9X 16 9Y 1+ 18 เป็นไอโซโทปกัน 21 V 2- 35 เป็นไอโซโทปกัน ไอโซบาร์ (อังกฤษ: isobar)ไอโซบาร์ จะมีเลขอะตอมต่างกัน แต่มีเลขมวล เท่ากัน 21N 31 4+ 9G 34 15HI 34 เป็นไอโซบาร์กัน เช่น 12 IG 34 4+ 15FB 34 2- เป็นไอโซบาร์กัน 7

ไอโซโทน (อังกฤษ: Isotone )จะเป็นอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน แต่มีจำ นวนนิวตรอนเท่ากัน เช่น 8F 12 Q 20 16 เป็นไอโซโทนกัน T 13 11U 6 18 เป็นไอโซโทนกัน ไอโซอิเล็กทรอนิกส์ (อังกฤษ: Isoelection)คือธาตุหรือไอออนของธาตุที่มีจำ นวนอิเล็กตรอนเท่ากัน เช่น 9LG 25 9 TV 31 เป็นไอโซอิเล็กทรอนิกส์กัน 20Pl 54 21YO 3- 46 2- เป็นไอโซอิเล็กทรอนิกส์กัน 8

การหามวลอะตอมของธาเมื่อคิดไอโซโทป เนื่องจากธาตุที่มีอยู่ในธรรมชาติมักมีอยู่หลายไอโซโทป ดังนั้นในการหามวลอะตอม ของธาตุจึงต้องใช้ค่าเฉลี่ย ซึ่งเครื่องมือที่ใช้ในการหามวลอะตอมเฉลี่ยก็คือ แมสสเปกโทรมิเตอร์ หรือ แมสสเปโทรกราฟ จากการศึกษาด้วยแมวสเปกโทรมิเตอร์จะทำ ให้ทราบว่าธาตุแต่ละชนิดมีกี่ไอโซโทป และแต่ละไอโซโทปมีปริมาณเท่าใด สูตรที่ใช้การหามวลอะตอม 9

1. อิเล็กตรอนจะอยู่กันเป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นเรียกว่า “ระดับพลังงาน” 2. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valent electron) จะเป็นอิเล็กตรอนที่เกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้ 3. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงในอยู่ใกล้นิวเคลียส จะเสถียรมากเพราะประจุบวก จาก นิวเคลียสดึงดูดไว้อย่างดี ส่วนอิเลคตรอนระดับพลังงานวงนอจะไม่เสถียรเพราะ นิวเคลียสส่งแรงไป ดึงดูดได้น้อยมาก 4. ระดับการพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก 5. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเลคตรอน ไม่จำ เป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจ เปลี่ยนข้าม ระดับพลังงานกันก็ได้ โดยที่แบบจำ ลองอะตอมของโบร์ต่างไปจากของ รัทเทอร์ฟอร์ด คือ ลักษณะคล้ายระบบสุริยะ โดยนิวเคลียสตรงกลางและอิเล็กตรอนจะวิ่ง รอบๆ นิวเคลียส เป็นระดับพลังงาน ดังภาพ แบบจำ ลองอะตอม ของ นีล โบว์ แบบจำ ลองอะตอมของโบร์ 10

11 เส้นสเปกตรัม คือแสงที่เป็นเส้นหรือแถบที่แสดงออกมาเป็นสี โดยการแผ่รังสีที่เป็น คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าผ่านปริซึม แผ่นเกรตติ้ง หรือสเปกโตรสโคป เห็นเป็นสีได้ 7 สี ซึ่ง ไม่มีความต่อเนื่องกัน มีการเว้นช่วงความถี่และมีความยาวคลื่นแตกต่างกันจนเกิดเป็น แถบ ๆ เรียงกันไป ความยาวคลื่น คือระยะทางที่คลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบหน่วยความยาวคลื่นอาจระบุ เป็นเมตร (m) หรือหน่วยย่อย เมตร ความถี่ หมายถึงจำ นวนรอบของคลื่นที่เคลื่อนที่ผ่านจุด หนึ่งในเวลา 1 วินาที ความถี่ของคลื่นจึงมี หน่วยเป็นจำ นวนรอบต่อวินาที (s-1) หน่วยนี้ มีชื่อเรียกอีกอย่างว่าเฮิร์ตซ์ (Hz) ใช้สัญลักษณ์ λ อ่านว่าแลมบ์ดา ใช้สัญลักษณ์ v อ่านว่านิว 1 นาโนเมตร =10ยกกำ ลัง-9เมตร สเปกตรัมคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า แมกซ์ แพลงค์ศึกษาคลื่นพลังงานแม่เหล็กไฟฟ้า สรุปได้ว่า พลังงานแม่เหล็กไฟฟ้าเป็นสีดส่วนโดยตรงกับความถี่คลืน E a v => E = hv E = พบังงานคลื่น h =ค่าคงที่ของแพลงค์ =6.625 x 10 -34 v = ความถี่ของคลื่น หน่วยเป็นรอบต่อวินาที ความยาวคลื่นจะมีความสัมพันธ์ กับความถี่ของคลื่นดังนี้ C = λv C = ความเร็วของแสง = 3×10^8 λ = ความยาวคลื่น หน่วยเป็นเมตร จากสูตรทั้งสองจะได้ว่า แสงที่มีความยาวคลื่นมากจะมีความถี่น้อย และพลังงานคลื่นน้อยเช่นแสงสีแดงทำ นอง เดียวกันแสงที่มีความยาวคลื่นน้อยจะมี ความถี่มากและพลังงานคลื่นมากเช่นแสงสี ม่วง

เส้นสเปกตรัมของธาตุ และการแปลความหมาย ปี ค.ศ.1859 โรเบิร์ต บุนเซน และ กุสตาฟ เคิร์ชฮอฟ นักเคมีชาวเยอรมัน ได้ทำ การ ทดลองเผาก๊าซร้อน แล้วพบว่า แสงจากก๊าซร้อนทำ ให้เกิด เส้นสว่างบนแถบสเปกตรัม ก๊าซแต่ละชนิดให้จำ นวนและตำ แหน่งของเส้นสว่างแตกต่างกัน เราเรียกเส้นสว่างนี้ว่า “เส้นแผ่รังสี” (Emission lines) ในเวลาต่อมา เคิร์ชฮอฟ ได้ค้นพบความสัมพันธ์ ระหว่าง เส้นดูดกลืนและเส้นแผ่รังสี ตามกฏเคอร์เคิร์ชฮอฟ (Kirchhoff’ s laws) ดังนี้ กฏข้อที่ 1 วัตถุดำ ทำ ให้เกิดแถบสเปกตรัมต่อเนื่อง (Continuous spectrum) ไม่ปรากฏเส้นมืด กฏข้อที่ 2 กลุ่มก๊าซร้อนโปร่งใส ทำ ให้เกิดเส้นแผ่รังสี (Emission lines) เป็น เส้นสีสว่างบนแถบสเปกตรัมมืด กฏข้อที่ 3 กลุ่มก๊าซเย็นโปร่งใส ขวางกั้นการแผ่รังสีจากวัตถุดำ ทำ ให้เกิดเส้นดูด กลืน (Absorption lines) ปรากฏเป็นเส้นสีดำ บนแถบสเปกตรัมต่อเนื่อง 12

สีของสเปกตรัมหรือเปลวไฟเกิดขึ้นได้ อย่างไร ปกติอะตอมประกอบด้วยโปรตอนอยู่ในนิวเคลียสและอิเล็กตรอนอยู่รอบนอกและ อิเล็กตรอนไม่อยู่กับที่แน่นอนมิฉะนั้นก็จะคงก็คงจะดูดติดกับนิวเคลียสในภาวะปกติ อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่อยู่บริเวณที่มีผลรวมของพลังงานศักย์(พลังงานที่เกิดจากการ ดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับโปรตอน)และพลังงานจลน์(พลังงานที่เกิดเนื่องจากการ เคลื่อนที่ของอิเล็กตรอน)ต่ำ สุดคือระดับพลังงานพื้นฐาน(E1 = Ground state)เมื่อ ให้พลังงานแก่อะตอมอิเล็กตรอนจะรับพลังงานจำ นวนหนึ่งที่มากพอทำ ให้พลังงาน สถานะที่ถูกกระตุ้น(E2 = Excited state)คือความสูงกว่าปกติเมื่อเป็นเช่นนี้อะตอม จะพยายามให้อยู่ในสภาพปกติโดยคานพลังงานออกมาในรูปของแสงที่มีความถี่ เฉพาะค่าดังภาพที่ 2.14 13

สรุปแบบจำ ลองของโบร์ นีล โบร์ (Niels Bohr) ได้นำ ทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมมาประยุกต์ใช้ในการทดลอง เพื่อพัฒนาแบบจำ ลองอะตอมของรัทเธอร์ฟอร์ด แต่ในการทดลองของเขาสามารถ อธิบายได้เฉพาะอะตอมของไฮโดรเจนที่มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว โดยได้เสนอแบบ จำ ลองอะตอมของไฮโดรเจนว่า 1. อิเล็กตรอนจะวิ่งวนเป็นวงกลมรอบนิวเคลียส โดยมีวงโคจรบางวงที่มีอิเล็กตรอนไม่ แผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมาในวงโคจรดังกล่าว 2. อิเล็กตรอนจะรับหรือปล่อยพลังงานออกมา เมื่อมีการเปลี่ยนวงโคจรที่กล่าวในข้อที่ 1 พลังงานที่อิเล็กตรอนรับหรือปล่อยออกมาจะอยู่ในรูปคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า ซึ่งสมมติฐานของโบร์ สามารถอธิบายปัญหาปรากฏการณ์ของอะตอมไฮโดรเจนได้ คือ 1. เหตุผลที่อิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสของไฮโดรเจนได้โดยไม่แผ่ คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า เพราะอิเล็กตรอนโคจรในระดับพลังงานของอะตอมบางวง ซึ่งวงใน สุดจะเสถียร 2. สเปกตรัมของไฮโดรเจนเกิดจากการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จาก สถานะกระตุ้นมายังสถานะต่ำ กว่า หรือสถานะพื้น จะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา อาจเห็นเป็นเส้นสว่างที่ไม่ต่อเนื่อง และอาจมีความถี่อื่นๆ อีกที่ตามองไม่เห็น 14 สรุปได้อีกว่า"อะตอมประกอบด้วย โปรตอนและนิวตรอนอยู่ภายในนิวเคลียส และ อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบ ๆ นิวเคลียสในลักษณะ เป็นระดับชั้นพลังงานเฉพาะคล้าย ๆ กับวงโคจรของดาวเคราะห์ที่โคจรรอบ ๆ ดวงอาทิตย์

พลังงานไอออไนเซชัน คือ พลังงานที่ให้แก่อะตอม เพื่อให้อะตอมในสถานะแก๊สกลายเป็นไอออนบวกและยังเป็นการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมนั้นด้วย มีหน่วยในเม กกะจูลต่อโมล (MJ/mol) เช่นธาตุแมกนีเซียมมี 12 อิเล็กตรอน จึงมีไอออไนเซชันได้ 12 ค่า สำ หรับค่า IE1 ของธาตุ แมกนีเซียมคือพลังงานที่ทำ ให้เกิดจากการเปลี่ยนแปลงดังนี้ เรียกพลังงานนี้ว่าพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 1 หรืิอ IE1 ของธาตุแมกนีเซียมต้องการ เปลี่ยนแปลงนี้มีค่า 744 กิโลจูนต่อโมถ้าให้พลังงานต่อไปก็จะทำ ให้อิเล็กตรอนหลุดออกจาก Mg+(g) กลายเป็น Mg + (g) ดังนี้ เรียกพลังงานนี้ว่าพลังงานไอออไนเซชันลำ ดับที่ 2 หรือ IE2 ซึ่งมีค่า 1457 กิโลจูน ต่อโมล 15

แนวโน้มพลังงานไออไนเซชัน - ธาตุในหมู่เดียวกัน พลังงานไอออไนเซชันลดลงจากบนลงล่าง เพราะระยะห่างระหว่างนิวเคลียส กับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ทำ ให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนลดลง อิเล็กตรอนจึงหลุดจากอะตอมได้ง่าย เช่น ธาตุในหมู่ IA พลังงานไอออไนเซชัน Li > Na > K > Rb > Cs > Fr - ธาตุในคาบเดียวกัน พลังงานไอออไนเซชันเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะค่าประจุนิวเคลียสสุทธิ มากขึ้น อะตอมขนาดเล็ก จึงมีแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้น ทำ ให้ อิเล็กตรอนหลุดยาก จึงต้องใช้พลังงานสูงในการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอม เช่น ธาตุในคาบที่ 2พลังงานไอออไนเซชัน Li < Be < B < C < N < O < F จากข้อมูลเกี่ยวกับค่าพลังงานไอออไนเซชันสรุปได้ดังนี้ 1.ค่า IE ของระดับพลังงานชั้นในจะมากกว่าค่า IE ของระดับพลังงานชั้นนอกเนื่องจาก แรงยึดของอิเล็กตรอนกับนิวเคลียสของชั้นในจะมีค่ามากกว่าชั้นนอกดังนั้นการดึง อิเล็กตรอนออกจึงใช้พลังงานสูง 2.ในระดับพลังงานเดียวกันค่า IE จะมีค่าใกล้เคียงกันและจะมีค่าต่างๆกันมากมาย เมื่ออยู่คนละระดับพลังงาน 3.ผลต่างระหว่างค่า IE ของระดับพลังงานชั้นในจะมีค่ามากกว่าผลต่างระหว่างค่า IE ของระดับพลังงาน 4.ผลต่างของค่า IE ระหว่างชั้นจะมีค่าใกล้เคียงกันกับค่าพลังงานที่อิเล็กตรอน คลายออกมาเพื่อต้องการอยู่ในสภาวะเดิมหลังจากถูกกระตุ้น 16

การจัดเรียงอิเล็กตรอน (electron configuration) จำ นวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงาน = 2n2 เมื่อ n แทนลำ ดับพลังงาน (มีค่า = 1, 2, 3, …..ตามลำ ดับ) ระดับพลังงาน n = 1 มีจำ นวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2 ตัว ระดับพลังงาน n = 2 มีจำ นวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 8 ตัว ระดับพลังงาน n = 3 มีจำ นวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 18 ตัว ระดับพลังงาน n = 4 มีจำ นวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 32 ตัว การจัดเรียงอิเล็กตรอน แบบใช้หลัก 2 8 18 32 (สำ หรับธาตุหมู่ 1A ถึงหมู่ 8A) ให้จัดอิเล็กตรอนทั้งหมด โดยเรียงจำ นวนตามขั้นบันไดขึ้นด้านบน เมื่อไม่สามารถจัดอิเล็กตรอนขั้นถัดไป ให้จัดอิเล็กตรอนในบันไดขั้นเดิมได้ 1 ครั้งหรือขั้นที่ลด ลงมา โดยอิเล็กตรอนหลักสุดท้ายจะต้องมีจำ นวนอิเล็กตรอนไม่เกิน 8 ตัว เสมอ เลขหมู่ จะตรงกับเลขหลักสุดท้ายของการจัดเรียงอิเล็กตรอน ดังนั้น ธาตุที่อยู่หมู่เดียวกันจะมี เวเลนซ์อิเล็กตรอน เท่ากัน จำ นวนหลักของระดับพลังงาน จะตรงกับเลขของคาบ ดังนั้น ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจำ นวนระดับพลังงานเท่ากัน 17 เช่น Se = 2,8,18,6 (ธาตุนี้อยู่ หมู่ที่ 6 คาบที่ 4) Li = 2,1 (ธาตุนี้อยู่ หมู่ที่ 1 คาบที่ 2) 34 3

การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบย่อย (electron configuration) ชั้น s มี 1 ออร์บิทัล บรรจุ e- ได้ 2 ตัว ชั้น p มี 3 ออร์บิทัล บรรจุ e- ได้ 6 ตัว ชั้น d มี 5 ออร์บิทัล บรรจุ e- ได้ 10 ตัว ชั้น f มี 7 ออร์บิทัล บรรจุ e- ได้ 14 ตัว ชั้น g มี 9 ออร์บิทัล บรรจุ e- ได้ 18 ตัว รูปร่างของ Orbital ต่าง ๆ 18

ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบย่อย 19 ยกตัวอย่าง เช่น 13 Al = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p1 อยู่ใน หมู่ที่ 3 คาบที่ 3 ทั้ง 3 สี บ่งบอก คาบ พลังงานในชั้นสุดท้ายจะ บอกหมู่ 20 Ca = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 2 คาบที่ 4 การจัดพลังงานของ ธาตุทรานซิชัน 21 SC = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d1,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 3B คาบที่ 4 24 Cr = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d5,4s1 อยู่ใน หมู่ที่ 6B คาบที่ 4 25 Mn = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d5,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 7B คาบที่ 4 26 Fe = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d6,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 8B คาบที่ 4 27 Co = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d7,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 8B คาบที่ 4 28 Ni = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d8,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 8B คาบที่ 4 29 Cu = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s1 อยู่ใน หมู่ที่ 1B คาบที่ 4 *ตัวที่ควรระวัง พลังงานลงท้ายเป็น 1 คือ 24 Cr และ 29 Cu พลังงานตัวสุดท้ายพลังงานจะไม่เกิน 2 แต่ 30 Zn = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2 อยู่ใน หมู่ที่ 2B คาบที่ 4

1.หลักกีดกันของเพาลี ในการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลซึ่งจะเขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ ส่วนอิเล็กตรอนจะใช้ลูกศร เช่น ↑ สำ หรับสปินขึ้น และ ↓ สำ หรับสปินลง ถ้าออร์บิทัลมี อิเล็กตรอนอยู่เต็มจะเขียนแทนด้วยรูปภาพ เรียกอิเล็กตรอนทั้งสองว่า อิเล็กตรอนคู่ ถ้ามีอิเล็กตรอน เพียงครึ่งหนึ่ง นิยมเขียนเป็นสปินขึ้น และเรียกว่า อิเล็กตรอนเดี่ยว 2.กฎของฮุนด์กล่าวว่า “ลักษณะที่ทำ ให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้” ถ้าทุกๆ ออร์บิทัลในระดับพลังงานเดียวกันนั้น มีอิเล็กตรอนอยู่เต็ม (2 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) เรียกว่าเป็น การบรรจุเต็ม (full-filled configuration) แต่ถ้ามีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียว (1 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) เหมือนกันหมด เราเรียกว่าเป็น การบรรจุครึ่ง (half-filled configuration) 3. หลักอาฟบาว กล่าวว่า การบรรจุอิเล็กตรอนลงในแต่ละออร์บิทัลจะต้องบรรจุลงในออร์บิทัลที่มีพลังงาน ต่ำ สุดก่อน แล้วจึงบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลถัดไปที่มีพลังงานสูงขึ้นตามระดับพลังงานต่ำ ไปสูง ซึ่ง ไปตามแผนผังดังนี้ การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบย่อย (electron configuration) 20

แบบจำ ลองอะตอม กลุ่มหมอก จากแบบจำ ลองอะตอมของโบร์ ไม่สามารถอธิบายสมบัติบางอย่าง ของธาตุที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ นักวิทยาศาสตร์กลุ่มหนึ่งจึงมีการ ศึกษาเพิ่มเติมและเชื่อว่า อิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นได้ทั้ง คลื่นและ อนุภาคการศึกษาเพิ่มเติมและเชื่อว่า อิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นได้ทั้ง คลื่นและอนุภาค โดย แบบจำ ลองนี้เชื่อว่า 1. อิเล็กตรอนไม่ได้เคลื่อนที่เป็นวงกลม แต่เคลื่อนที่ไปรอบๆ นิวเคลียส เป็นรูปทรงต่างๆตามระดับพลังงาน 2. ไม่สามารถบอกตำ แหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนไ้ด้ เนื่องจาก อิเล็กตรอนมีขนาดเล็กมาก และเคลื่อนที่รวดเร็วตลอดเวลาไปทั่วทั้ง อะตอม 3. อะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส บริเวณที่มีหมอกทึบแสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากกว่าบริเวณที่ มีหมอกจาง ดังรูปที่แสดงไว้ 21