เคมี ม.4 เทอม 1 : บทที่ 2 สมบัติตามตารางธาตุ

สมบัติตางรางธาตุ (Periodic Properties)

ธาตุในตารางธาตุปัจจุบัน มีการจัดเรียงธาตุตามลำดับของเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส เรียงลำดับตั้งแต่หมู่ IA จนถึงหมู่ VIIIA และจัดเป็นคาบในแถวแนวนอน 7 คาบ เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นไปตามคาบและตามหมู่ ธาตุจะมีสมบัติต่าง ๆ แปรเปลี่ยนไปอย่างสัมพันธ์กันกับเลขอะตอม สมบัติที่แปรเปลี่ยนตามเลขอะตอมนี้เรียกว่าสมบัติตารางธาตุ (Periodic Properties) ซึ่งสมบัติต่าง ๆ นี้ ได้แก่

ขนาดอะตอม
พลังงานไอออไนเซชัน
อิเล็กโทรเนกาติวิตี
สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน
จุดหลอมเหลว-จุดเดือด

1. ขนาดอะตอม (Atom size)

2. รัศมีไอออน (Ionic radius)

Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2
160 pmMg2+ : 1s2 2s2 2p6
65 pm

รัศมี O2– = 140 pm

รัศมี Mg2+ = 65 pm

O : 1s2 2s2 2p4
73 pm

O2– : 1s2 2s2 2p6
140 pm

จากการศึกษาโครงสร้างอะตอมตามทฤษฎีของโบร์ (Bohr Theory) อิเล็กตรอนในอะตอมจะมีระดับพลังงานได้หลายค่า และเมื่ออิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมากก็จะยิ่งมีพลังงานสูง ดังนั้นขนาดของอะตอมจะเล็กหรือใหญ่จึงขึ้นอยู่กับอิเล็กตรอนในชั้นนอกสุดว่าอยู่ในระดับพลังงานใด และขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ซึ่งจะมีความสัมพันธ์กับหมู่และคาบของธาตุในตารางธาตุด้วย เมื่อจะศึกษาแนวโน้มของขนาดอะตอมจึงต้องพิจารณาแนวโน้มของขนาดอะตอมตามหมู่และตามคาบ เนื่องจากแนวโน้มนี้จะแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นและจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน

การวัดขนาดที่แน่นอนของอะตอมเป็นสิ่งที่ทำได้ยาก เพราะการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอมตามแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกนั้นบอกไม่ได้ว่าสิ้นสุดตรงไหนเพียงแต่คาดว่าเมื่อไกลนิวเคลียสออกไปมาก ๆ โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนมีน้อยจนเกือบเป็นศูนย์ และการที่จะแยกอะตอมออกมาเพียงอะตอมเดียวเพื่อวัดขนาดให้แน่นอนก็ทำไม่ได้เพราะอะตอมมีขนาดเล็กมาก นักเคมีมีวิธีที่จะบอกขนาดของอะตอมได้เมื่ออะตอมรวมกันเกิดเป็นโมเลกุล โดยกำหนดให้อะตอมมีรูปร่างเป็นทรงกลม การบอกขนาดอะตอมจึงบอกเป็นรัศมีอะตอม (Atomic radius)

รัศมีอะตอมมี 3 แบบ คือ

รัศมีโคเวเลนต์

รัศมีแวนเดอร์วาลส์

รัศมีโลหะ
อะตอมซึ่งมีจำนวนโปรตอนเท่ากับอิเล็กตรอน เมื่ออะตอมรับอิเล็กตรอนเพิ่มเข้ามาหรือเสียอิเล็กตรอนออกไป อะตอมจะเปลี่ยนไปเป็นไอออน

การบอกขนาดของไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม นั่นคือจะบอกเป็นค่ารัศมีไอออน ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่ง ๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก ตัวอย่างของรัศมีไอออนของ Mg2+ และ O2– ในสารประกอบ MgO
เมื่อโลหะทำปฏิกิริยากับอโลหะ อะตอมของโลหะจะเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมจึงลดลง ทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนลดลงด้วย หรือกล่าวได้ว่าแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนจะเพิ่มมากขึ้น จึงมีขนาดเล็กลงกว่าอะตอมเดิม ส่วนอะตอมของอโลหะส่วนใหญ่จะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนลบ เนื่องจากมีการเพิ่มของจำนวนอิเล็กตรอน จึงทำให้แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อยู่รอบนิวเคลียสมีค่าสูงขึ้น ขอบเขตของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนจึงขยายออกไปจากเดิม ไอออนลบจึงมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมเดิม

แนวโน้มขนาดไอออนสรุปได้ดังนี้

1. ขนาดของไอออนของธาตุเดียวกันที่เป็นไอออนบวก

อะตอมที่มีการเสียอิเล็กตรอนไปกลายเป็นไอออนบวก ถ้าเสียอิเล็กตรอนไปยิ่งมาก ขนาดของไอออนบวกของอะตอมนั้นยิ่งลดลง ทั้งนี้เพราะอิเล็กตรอนที่เสียไปทำให้อะตอมมีอิเล็กตรอนเหลือน้อยลง แต่จำนวนประจุบวกในนิวเคลียสยังคงเดิม อิเล็กตรอนที่เหลืออยู่จะถูกนิวเคลียสดูดมากยิ่งขึ้น ขนาดไอออนจึงลดลง A > A+ > A2+ > A3+ > . . .
2. ขนาดอะตอมกับขนาดของไอออนลบ

อะตอมที่ได้รับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนลบ ทำให้มีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น แต่จำนวนโปรตอนเท่าเดิม ขนาดอะตอมจะใหญ่ขึ้น X < X– < X2– < X3– < . . .

3. ขนาดของไอออนและขนาดของอะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน

เมื่อไอออนมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน จะต้องพิจารราจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ถ้ามีโปรตอนมากขึ้น ขนาดจะยิ่งลดลง เพราะแรงดึงดูดที่นิวเคลียสมีมาก

4. ขนาดของไอออนของธาตุในหมู่เดียวกัน

ขนาดจะใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง นั่นคือข้างบนจะมีขนาดเล็ก ข้างล่างจะมีขนาดใหญ่ โดยมีเหตุผลเช่นเดียวกับขนาดอะตอม

5. ขนาดของไอออนของอะตอมในคาบเดียวกัน

พลังงานไอออไนเซชั่น

พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization energy : IE)

พลังงานไอออไนเซชัน (ionization energy : IE) หมายถึงพลังงานที่น้อยที่สุดที่ใช้เพื่อทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สกลายเป็นไอออนในสถานะแก๊ส เช่น การทำให้โฮโดรเจนอะตอมกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊ส เขียนแสดงได้ดังนี้

H(g) H⁺(g) + e^– IE = 1318 kJ/mol

ไฮโดรเจนมีเพียง 1 อิเล็กตรอน จึงมีค่าพลังงานไอออไนเซชันเพียงค่าเดียว ถ้าเป็นธาตุที่มีหลายอิเล็กตรอนก็จะมรพลังงานไอออไนเซชันหลายค่า พลังงานน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดออกตากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า “พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1” เขียนย่อเป็น IE₁ พลังงานที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวต่อ ๆ ไปหลุดออกจากอะตอมในสถานะแก๊สก็จะเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 2 , 3 , . . . ตามลำดับ และเขียนย่อเป็น IE₂ , IE₃ , . . . ตามลำดับ เช่น ธาตุโบรอนมี 5 อิเล็กตรอน ก็จะมีพลังงานไอออไนเซชัน 5 ค่า ดังนี้

B(g) B+(g) + e– IE₁ = 807 kJ/mol

B⁺(g) B2+(g) + e– IE₂ = 2433 kJ/mol

B2+ (g) B3+ (g) + e– IE₃ = 3666 kJ/mol

B3+ (g) B4+ (g) + e– IE₄ = 25033 kJ/mol

B4+ (g) B5+ (g) + e– IE₅ = 32834 kJ/mol

พลังงานไอออไนเซชันกับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน

ค่าพลังงานไอออไนเซชันของธาตุต่าง ๆ ในตารางธาตุใช้เป็นข้อมูลในการจัดกลุ่มอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส ซึ่งพบความสัมพันธ์คือ อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน (ชั้นเดียวกัน) จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันใกล้เคียงกัน และอิเล็กตรอนที่อยู่ต่างระดับพลังงานกัน จะมีค่าพลังงานไอออไนเซชันแตกต่างกันมาก ซึ่งสรุปความสัมพันธ์ถึงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานจะมีจำนวนไม่เกิน 2n2 ตามที่ได้กล่าวมาแล้ว

การเปรียบเทียบพลังงานไอออไนเซชันของธาตุจะใช้เฉพาะ IE₁ ซึ่งเมื่อนำค่า IE₁ มาเปรียบเทียบได้ดังกราฟ

อิเล็กโทรเนกาติวิตี

อิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity : EN)

อิเล็กโทรเนกาติวิตี (electronegativity : EN) หมายถึงค่าที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของอะตอมคู่ที่เกิดพันธะที่จะรวมกันเป็นโมเลกุล ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงจะมีความสามารถในการดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ดี ได้แก่พวกอโลหะ ส่วนธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำจะดึงดูดหรือรับอิเล็กตรอนได้ไม่ดี ได้แก่พวกโลหะ เช่น โมเลกุลของ HCl เนื่องจาก Cl ดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H ดังนั้น Cl จึงมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า H แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของธาตุในตารางธาตุเป็นดังนี้

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron affinity : EA)

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (electron affinity : EA) หมายถึงพลังงานที่อะตอมในสถานะแก๊สคายออกเมื่ออะตอมได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน ซึ่งเขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงพลังงานได้ดังนี้

A(g) + e^– A^–(g) + DE

EA มีค่าเป็นลบ (–) เนื่องจากมีการคายพลังงานออกมา แสดงว่าอะตอมนั้นมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนเข้ามาได้ดี ความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของแต่ละธาตุมีความแตกต่างกัน ดังตัวอย่าง

F(g) + e– F– (g) EA = –333 kJ/mol

O(g) + e– O– (g) EA = –142 kJ/mol

P(g) + e– P– (g) EA = –74 kJ/mol

จากตัวอย่างแสดงว่า F มีแนวโน้มรับอิเล็กตรอนได้สูงกว่า O และ P ตามลำดับ เมื่ออะตอมของธาตุรับ 1 อิเล็กตรอนแล้ว การรับอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นอีก 1 อิเล็กตรอนจะรับได้ยากขึ้น ดังนั้นค่า EA จึงมีค่าสูงขึ้นจนเป็นบวกได้ เช่น

O^–(g) + e^– O^2–(g) EA = 780 kJ/mol

จุดหลอมเหลวและจุดเดือด

1. แนวโน้มจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามคาบ

เมื่อพิจารณาตามคาบ ธาตุหมู่ IA IIA IIIA และ IVA จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มสูงขึ้นตามลำดับ โดยเฉพาะหมู่ IVA จะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงที่สุด ส่วนหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIAจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ

àการที่จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA ที่อยู่ในคาบเดียวกันมีแนวโน้มสูงขึ้นตามเลขอะตอม เนื่องจากเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น อะตอมจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้น รวมทั้งมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อิสระแข็งแรงขึ้น สำหรับธาตุหมู่ IVA บางธาตุมีโครงสร้างเป็นแบบโครงผลึกร่างตาข่าย จึงทำให้มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีค่าสูงขึ้น ซึ่งอธิบายได้อีกเหตุผลหนึ่งคืออะตอมของโลหะจะยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ โดยความแข็งแรงของพันธะโลหะจะพิจารณาดังนี้

£ แปรผันตรงกับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน ธาตุที่มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาก พันธะโลหะจะแข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

£ แปรผกผันกับขนาดอะตอม ธาตุที่มีขนาดอะตอมเล็กพันธะโลหะจะแข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

àธาตุหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ และมีค่าใกล้เคียงกัน เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของธาตุกลุ่มนี้มีค่าต่ำมาก โมเลกุลของอโลหะยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์ โดยแรงแวนเดอร์วาลส์จะแปรผันตรงกับมวลโมเลกุล และขนาดโมเลกุล

£ โมเลกุลที่มีมวลโมเลกุลสูง หรือขนาดโมเลกุลใหญ่จะมี
แรงแวนเดอร์วาลส์แข็งแรงมาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะสูง

2. แนวโน้มจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามหมู่

เมื่อพิจารณาตามหมู่พบว่าจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA ส่วนใหญ่มีค่าลดลงเมื่อมีเลขอะตอมเพิ่มขึ้น หรือมีแนวโน้มลดลงจากบนลงล่างตามหมู่ เนื่องจากมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น ความแข็งแรงของพันธะโลหะจะลดลงตามหมู่ ส่วนธาตุหมู่ VA VIA VIIA และ VIIIA มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม ซึ่งเป็นผลมาจากมีมวลอะตอมเพิ่มขึ้น ทำให้แรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล (แรงแวนเดอร์วาลส์) มีค่ามากขึ้น สำหรับจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุหมู่ IVA มีแนวโน้มที่ไม่ชัดเจน เนื่องจากธาตุหมู่ IVA มีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมแตกต่างกัน จึงไม่สามารถสรุปแนวโน้มได้