ธาตุใดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 4

Mg มีเลขอะตอม 12 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 2   Mg มี 3 ระดับพลังงาน
S มีเลขอะตอม 16 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 6   S มี 3  ระดับพลังงาน
แสดงว่า Mg และ S อยู่ในคาบเดียวกัน

2            จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน หรืออิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุด ทำให้ทราบหมู่ของธาตุ ถ้าธาตุมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในหมู่เดียวกัน เช่น
Na    มีเลขอะตอม 11     มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 1    Na   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1
K   มีเลขอะตอม  19     มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8,8, 1   K มี เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ
 แสดงว่า ธาตุ Na และ K อยู่ในหมู่เดียวกัน

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

            การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ทำให้แต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนมากจึงเกิดปัญหาว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันได้อย่างไร ทำไมจึงไม่ผลักกัน เพื่อแก้ปัญหาดังกล่าว นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเกี่ยวกับระดับพลังงานย่อยเพื่อกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลัก เข้าสู่ระดับพลังงานย่อย โดยอาศัยรูปแบบโคจรของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นเกณฑ์ในการแบ่งอิเล็กตรอนเป็นกลุ่มย่อย ๆ และเรียกรูปแบบวงโคจรนี้ว่าออร์บิทัล (Orbital) โดย 1 ออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยมี 4 ระดับ คือ s, p, d, f โดยระดับพลังงานย่อยมี

s มี 1 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน

p มี 3 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน

d มี 5 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน

f  มี 7 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอน

1.       จัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต่าง ๆ จะต้องจัดเข้าในระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดก่อนแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานสูงขึ้น(ตามหลักของเอาฟบาว) ดังแผนผังต่อไปนี้

จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้

1s    2s   2p  3s   3p  4s  3d  4p   5s   4d    5p   6s   4f    5d   6p    7s

เช่น  17Cl  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p5

21Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d1

2.     อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศร
ตามหลักการของเพาลี

3.    การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย        ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร 

เมื่อทราบการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุต่างๆ แล้ว จะเห็นว่าสามารถจัดกลุ่มธาตุได้ง่ายขึ้น โดยธาตุที่มีระดับพลังงานเท่ากัน ก็จะถูกจัดอยู่ในคาบเดียวกัน ส่วนธาตุที่มีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดเท่ากัน ก็จะถูกจัดอยู่ในหมู่เดียวกัน ดังภาพ

ภาพการจัดเรียงธาตุลงในตารางธาตุ

ประเภทของธาตุในตารางธาตุ

ธาตุโลหะ (metal) โลหะทรานซิชันเป็นต้นฉบับของโลหะ ธาตุโลหะเป็นธาตุที่มีสถานะเป็นของแข็ง ( ยกเว้นปรอท ที่เป็นของเหลว) มีผิวที่มันวาว  นำความร้อน และไฟฟ้าได้ดี  มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวสูง ( ช่วงอุณหภูมิระหว่างจุดหลอมเหลวกับจุดเดือดจะต่างกันมาก)   ได้แก่  โซเดียม (Na)    เหล็ก (Fe) แคลเซียม (Ca) ปรอท (Hg) อะลูมิเนียม (Al) แมกนีเซียม (Mg)   สังกะสี (Zn) ดีบุก (Sn)  เป็นต้น

ธาตุอโลหะ ( Non metal ) มีได้ทั้งสามสถานะ  สมบัติส่วนใหญ่จะตรงข้ามกับอโลหะ  เช่น ผิวไม่มันวาว ไม่นำไฟฟ้า ไม่นำความร้อน จุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ  เป็นต้น   ได้แก่  คาร์บอน( C ) ฟอสฟอรัส (P) กำมะถัน (S) โบรมีน (Br)   ออกซิเจน (O 2)   คลอรีน (Cl 2) ฟลูออรีน (F 2) เป็นต้น

ธาตุกึ่งโลหะ (metalloid)  เป็นธาตุกึ่งตัวนำ  คือ  มันจะสามารถนำไฟฟ้าได้เฉพาะในภาวะหนึ่งเท่านั้น  ธาตุกึ่งโลหะเหล่านี้จะอยู่บริเวณเส้นขั้นบันได ได้แก่  โบรอน (B) ซิลิคอน ( Si) เป็นต้น

ธาตุกัมมันตรังสี เป็นธาตุที่มีส่วนประกอบของ นิวตรอน กับโปรตอน ไม่เหมาะสม (>1.5) ธาตุที่ 83ขึ้นไปเป็นธาตุกัมมันตภาพรังสีทุกไอโซโทปมีครึ่งชีวิต

สมบัติของธาตุในแต่ละหมู่

ธาตุหมู่ I A หรือโลหะอัลคาไล (alkaline metal)

   - โลหะอัลคาไล ได้แก่ ลิเทียม โซเดียม โพแทสเซียม รูบิเดียม ซีเซียม และแฟรนเซียม
   - เป็นโลหะอ่อน  ใช้มีดตัดได้
   - เป็นหมู่โลหะมีความว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด สามารถทำปฏิกิริยากับออกซิเจนในอากาศ จึงต้องเก็บไว้ในน้ำมัน
   -ออกไซด์และไฮดรอกไซด์ของโลหะอัลคาไลละลายน้ำได้สารละลายเบสแก่
   - เมื่อเป็นไอออน  จะมีประจุบวก
   - มีจุดเดือดและจุดหลอมเหลวต่ำ  มีความหนาแน่นต่ำเมื่อเทียบกับโลหะอื่นๆ
   - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1

ธาตุหมู่ II A หรือโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ (alkaline earth)

   - โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ ได้แก่ เบริลเลียม แมกนีเซียม แคลเซียม สตรอนเชียม แบเรียม เรเดียม
   - มีความว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามาก แต่น้อยกว่าโลหะอัลคาไล
   - ทำปฏิกิริยากับน้ำได้สารละลายเบส สารประกอบโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธพบมากในธรรมชาติ
   - โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีความว่องไวแต่ยังน้อยกว่าโลหะอัลคาไล
   - โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2

ธาตุหมู่ III
  - ธาตุหมู่ III ได้แก่ B Al Ga In Tl
  - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 3

ธาตุหมู่ IV
  - ธาตุหมู่ IV ได้แก่ C Si Ge Sn Pb
  - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 4

ธาตุหมู่ V
  - ธาตุหมู่ V ได้แก่ N P As Sb Bi
  - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 5

ธาตุหมู่ VI
  - ธาตุหมู่ VI ได้แก่ O S Se Te Po
  - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 6

ธาตุหมู่ VII หรือหมู่แฮโลเจน (Halogen group)

   - หมู่ธาตุแฮโลเจน ได้แก่ ฟลูออรีน คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน และแอสทาทีน
   - เป็นหมู่อโลหะที่ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด (F ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยามากที่สุด)
   - เป็นธาตุที่มีพิษทุกธาตุและมีกลิ่นแรง
   - โมเลกุลของธาตุแฮโลเจนประกอบด้วย 2 อะตอม (Cl 2 Br 2 I 2)
   - แฮโลเจนไอออนมีประจุบลบหนึ่ง (F - C - Br - I - At -)

ธาตุหมู่ VIII หรือก๊าซเฉื่อย หรือก๊าซมีตระกูล (Inert gas )

   - ก๊าซมีตระกูล ได้แก่ ฮีเลียม นีออน อาร์กอน คริปทอน ซีนอน และเรดอน
   - มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเต็ม 8 อิเล็กตรอน จึงทำให้เป็นก๊าซที่ไม่ว่องไวต่อการเกิดปฏิกิริยา
   - ก๊าซมีตระกูลอยู่เป็นอะตอมเดี่ยว แต่ยกเว้น Kr กับ Xe ที่สามารถสร้างพันธะได้

ขนาดอะตอมของธาตุ

หน่วยพิโกเมตร

ขนาดอะตอมของธาตุต่างๆ

ขนาดของอะตอมนั้นถ้าจะพิจารณาถึงปัจจัยต่างๆ ที่ส่งผลกระทบต่อขนาดของอะตอมนั้น อาจแบ่งแยกออกได้เป็นข้อ เรียงตามลำดับความสำคัญได้ดังนี้

1. จำนวนระดับพลังงาน
2. จำนวนโปรตอน
3. จำนวนอิเล็กตรอน

ขนาดไอออนของธาตุ

สมบัติอื่นๆ ของธาตุ

พลังงานไอโอไนเซชัน (Ionization Energy : IE) หมายถึง พลังงานปริมาณน้อยที่สุด ที่ทำให้อิเล็กตรอนหลุดจากอะตอม ในสถานะก๊าซ เช่น

ธาตุที่มีอิเล็กตรอนมากกว่า 1 ตัว เช่น ธาตุลิเทียม(Li)
                                        Li(g)Li +(g) + e -                IE 1 = 520 kJ/mol
                                        Li +(g)Li 2+(g) + e -             IE 2 = 7,394 kJ/mol
                                        Li 2+(g)Li 3+(g) + e -            IE 3 = 11,815 kJ/mol

จากการสังเกตจากค่าพลังงานไอออไนเซชันจะพบว่า IE 1 คือพลังงานที่ให้แก่อะตอมเพื่อดึงอิเล็กตรอนที่อยู่วงนอกสุดมีค่าน้อยที่สุด เพราะอิเล็กตรอนที่อยู่ห่างจากนิวเคลียสหลุดออกได้ง่าย

อิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity : EN) หมายถึง ความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนในพันธะเข้ามาหาตัวเอง

Na + -------> Cl -

จากภาพจะเห็นว่า อะตอมของ Cl มีความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองได้ดีกว่า Na แสดงว่า Cl มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า Na

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ( Electron Affinity : EA ) คือ พลังงานที่อะตอมในสถานะก๊าซคายออกมาเมื่อได้รับอิเล็กตรอน สมการเป็นดังนี้

เวเลนซ์อิเล็กตรอนมีอะไรบ้าง

ธาตุหมู่8 มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่าใด

N มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับเท่าใด

ธาตุใดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 2