ภายหลังการค้นพบธาตุต่างๆ และศึกษาสมบัติของธาตุเหล่านี้ นักวิทยาศาสตร์ได้หาความสัมพันธ์ระหว่างสมบัติต่างๆ ของธาตุและนำมาใช้จัดธาตุเป็นกลุ่มได้หลายลักษณะ ในปี พ.ศ.2360 (ค.ศ. 1817) โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า ชุดสาม โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอม *เป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ ตัวอย่างธาตุชุดสามของเดอเบอไรเนอร์ เช่น Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวลอะตอม 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 แต่เมื่อนำหลักของชุดสามไปใช้กับธาตุกลุ่มอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน พบว่าค่ามวลอะตอมของ ธาตุกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของสองธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของเดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา
ในปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎในการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ Li เป็นธาตุที่ 1 ธาตุที่ 8 จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุ Li ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้
ในปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎในการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ Li เป็นธาตุที่ 1 ธาตุที่ 8 จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุ Li ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้
การจัดเรียงธาตุตามแนวคิดของนิวแลนด์ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น กฎนี้ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดมวลอะตอมจึงเกี่ยวข้องกับสมบัติที่ คล้ายคลึงกันของธาตุ ทำให้ไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมันและดิมิทรี อิวา-โนวิช เมนเดเลเอฟ นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ได้ศึกษารายละเอียดของธาตุต่างๆ มากขึ้นทำให้มีข้อสังเกตเช่นเดียวกันว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากจะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ การที่ธาตุต่างๆ มีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงเช่นนี้เมนเดเลเอฟตั้งเป็นกฎเรียกว่า กฎพิริออดิก และได้เสนอความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะเผยแพร่ผลงานของเขาหนึ่งปีเพื่อเป็นการให้เกียรติแก่เมนเด เลเอฟ จึงเรียกตารางนี้ว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ ในปีต่อมาเมนเดเลเอฟได้ปรับปรุงตารางธาตุใหม่ ดังสำเนาภาพในรูป
ตารางธาตุของเมนเดเลเอฟที่ปรับปรุงใหม่
อย่างไรก็ตามเมนเดเลเอฟไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียง ธาตุตามมวลอะตอม เนื่องจากสมัยนั้นนักวิทยาศาสตร์ยังศึกษาโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทปได้ไม่ ชัดเจน นักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาเกิดแนวความคิดว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม เฮนรี โมสลีย์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้เสนอให้จัดธาตุเรียงตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ตารางธาตุในปัจจุบันจึงได้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปมากซึ่งสอดคล้อง กับกฎพิริออดิกที่ได้กล่าวมาแล้ว ตารางธาตุที่นิยมใช้ในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ แต่เรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอมแทนการเรียงตามมวลอะตอม
2.4.2 กลุ่มของธาตุในตารางธาตุ
แบ่งได้ 3 กลุ่ม
ธาตุโลหะ
ธาตุกึ่งโลหะ
ธาตุอโลหะ
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 Actinide
“หมู่เดียวกัน จะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขประจำหมู่”“คาบเดียวกัน จะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ซึ่งเท่ากับ เลขที่คาบ”
กลุ่ม s, p, d และ f-block สามารถจัดกลุ่มได้ดังรูป
2.4.3 ขนาดของอะตอม
การบอกขนาดอะตอมจะบอกโดยใช้รัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน รัศมีอะตอมมีหลายแบบ ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม
– รัศมีโคเวเลนต์ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน
– รัศมีแวนเดอร์วาลล์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด
– รัศมีโลหะ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด
แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ
2.4.4 ขนาดไอออน
ไอออน คือ อะตอมของธาตุ หรือกลุ่มอะตอมของธาตุที่มีประจุ คือ ไอออนทุกชนิดจะต้องมีจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับอิเล็กตรอนถ้าจำนวนโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนบวก และถ้ามีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ
-รัศมีไอออน
การบอกขนาดไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก
แนวโน้มของขนาดไอออนในตารางธาตุ
2.4.5 พลังงานไอออไนเซชัน(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
แนวโน้มค่า IE
2.4.6 สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน(Electron Affinity; EA)
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน คือ พลังงาน ที่อะตอมในสถานะแก๊ส คายออกมา เมื่อได้ รับอิเล็กตรอน
แนวโน้มค่า EA
2.4.7 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
- ธาตุในหมู่เดียวกัน ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีลดลงจากบนลงล่าง เช่น ธาตุในหมู่ IA อิเล็กโทรเนกาติวิตี Li > Na > K > Rb > Cs > Fr- ธาตุในคาบเดียวกัน ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เช่น ธาตุในคาบที่ 2 อิเล็กโทรเนกาติวิตี Li < Be < B < C < N < O < F
- F มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงที่สุด แสดงว่า F สามารถดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้ดีที่สุด ส่วนธาตุอื่น ๆ จะมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีน้อยกว่า
แนวโน้มค่า EN ในตารางธาตุ
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น