ตารางธาตุและสมบัติของธาตุหมู่หลัก

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

ธาตุชุดสาม (ตัวอย่าง)

หลักการนี้ใช้ไม่ได้กับธาตุบางชนิด ชุดสามของกลุ่มธาตุบางชนิด ธาตุตรงกลาง มีมวลอะตอมไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุที่เหลือทั้ง 2
ปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ ได้เสนอกฎในการจัดเรียงธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า “ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ” (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)

ธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ
ธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ
ปี พ.ศ. 2412 ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ และ ดิมิทรี อิวา–โนวิช เมนเดเลเอฟ ได้จัดธาตุโดยเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมาก โดยพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ เมนเดเลเอฟจึงตั้งกฎที่เรียกว่า กฏพิริออดิก และเรียกตารางธาตุว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ

ตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ
ต่อมา เฮนรี โมสลีย์ ได้เสนอให้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ดังนั้น ตารางธาตุปัจจุบันจึงจัดเรียงตามเลขอะตอมจากน้อยไปมาก
ตารางธาตุปัจจุบัน เรียงตามเลขออะตอมจากน้อยไปมาก
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

ธาตุในกลุ่ม s, p, d, และ f-block
การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม่ตั้งตามระบบ 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
สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ
1. ขนาดอะตอม
การบอกขนาดอะตอมจะบอกโดยใช้รัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน รัศมีอะตอมมีหลายแบบ ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม
รัศมีโคเวเลนต์ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน
รัศมีแวนเดอร์วาลล์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด

รัศมีโลหะ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด

ตัวอย่างรัศมีโลหะ

แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ

แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ

2. รัศมีไอออนไอออน  คือ อะตอมของธาตุหรือกลุ่มอะตอมของธาตุที่มีประจุ  คือไอออนทุกชนิดจะต้องมีจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับอิเล็กตรอนถ้าจำนวนโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนบวก  และถ้ามีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ
การบอกขนาดไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก
แนวโน้มของขนาดไอออนในตารางธาตุ

แนวโน้มขนาดไอออน

3. พลังงานไออนไนเซชัน (Ionization Energy; IE)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)  Li2+(g) + e–            IE2 = 7,394 kJ/mol
Li2+(g)  Li3+(g) + e–          IE3 = 11,815 kJ/mol
ตัวอย่างกราฟไอออนไนเซชัน
แนวโน้มค่า IE

แนวโน้มค่า IE ในตารางธาต

4. อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity; EN)ค่าที่แสดงความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองของอะตอมของธาตุ  ในพันธะเคมีหนึ่ง  อะตอมที่มีค่า EN สูงจะดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าอะตอมที่มี  EN ต่ำ

แนวโน้มค่า EN ในตารางธาตุ
ลักษณะทั่วไป
- โลหะทั่วไปมีค่า EN ต่ำกว่า จึงเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่าเกิดไอออนบวก อโลหะทั่วไปมีค่า EN สูง จึงชิงอิเล็กตรอนได้ดีเกิดไอออนลบ ธาตุเฉื่อยไม่มีค่า EN- ค่า EN ขึ้นอยู่กับขนาดอะตอม หรือจำนวนระดับพลังงาน และถ้าอะตอมที่มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ค่า EN ขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเป็นเกณฑ์
5. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity; EA)พลังงาน ที่อะตอมในสถานะแก๊ส คายออกมา เมื่อได้ รับอิเล็กตรอน
แนวโน้มค่า EA

Screenshot (130)
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

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น

สมัครสมาชิก: บทความ (Atom)