บล็อกเคมี: บทที่ 2 อะตอมและสมบัติของธาตุ

บทที่ 2 อะตอมและสมบัติของธาตุ

อะตอมและสมบัติของธาตุ แนวคิดในการพัฒนาแบบจำลองอะตอม

ในสมัยโบราณมีนักปราชญ์ชาวกรีกชื่อ ดิโคริตุส (Democritus) เชื่อว่าเมื่อย่อยสารลงเรื่อย ๆ จะได้ส่วนที่เล็กที่สุดซึ่งไม่สามารถทำให้เล็กลงกว่าเดิมได้อีก และเรียกอนุภาคขนาดเล็กที่สุดว่า อะตอม ซึ่งคำว่า “อะตอม”(atom) เป็นคำซึ่งมาจากภาษากรีกว่า(atomas) แปลว่า แบ่งแยกอีกไม่ได้

สสารทั้งหลายประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุด จะไม่สามารถมองเห็นได้และจะไม่สามารถแบ่งแยกให้เล็กลงกว่านั้นได้อีก แต่ในสมัยนั้นก็ยังไม่มีการทดลอง เพื่อพิสูจน์และสนับสนุนแนวความคิดดังกล่าว

แบบจำลองอะตอม (Atomic model) เป็นภาพทางความคิดที่แสดงให้เห็น รายละเอียดของโครงสร้างอะตอมที่สอดคล้อง กับผลการทดลองและใช้อธิบายปรากฏการณ์ ของอะตอมได้

1.1 วิวัฒนาการของแบบจำลองอะตอม1) แบบจำลองอะตอมของดอลตัน
    อะตอมมีลักษณะทรงกลม และเป็นอนุภาคที่มีขนาดเล็กที่สุด ซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่หรือทำให้สูญหายไปได้จอห์น ดอลตัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ เป็นนักเคมีคนแรกที่เสนอแนวคิดเกี่ยวกับอะตอม ซึ่งมีสาระสำคัญดังนี้  ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ หลายอนุภาค อนุภาคเหล่านี้เรียกว่า อะตอม ซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายหรือสร้างขึ้นใหม่ไม่ได้  อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันย่อมมีสมบัติเหมือนกัน มีมวลเท่าๆ กัน แต่มีสมบัติแตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น ๆ  สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่า 1 ชนิด ทำปฏิกิริยากันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวอย่างง่าย2) แบบจำลองอะตอมของทอมสัน   อะตอม ประกอบด้วย อนุภาคโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้ทำการศึกษาและทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของก๊าซโดยใช้หลอดรังสีแคโทด ได้ผลสรุปด้งนี้ค่าอัตราส่วนประจุต่อมวลของอนุภาคลบหรืออิเล็กตรอน (e) มีค่าเท่ากับ คูลอมบ์ต่อกรัม ซึ่งมีค่าคงที่เสมอไม่ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซและโลหะที่ใช้ทำแคโทดสรุปแบบจำลองอะตอมของทอมสันอะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลุม มีอนุภาคที่มีประจุบวก เรียกว่า โปรตอน อนุภาคที่มีประจุลบ เรียกว่า อิเล็กตรอน และจำนวนโปรตอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปในทรงกลม
  รอเบิร์ต แอนดูรส์ มิลลิแกน ได้ทำการทดลองต่อจากทอมสัน เพื่อหาประจุที่มีอยู่ในอิเล็กตรอนแต่ละตัว

แต่ละตัว มีประจุเท่ากับ  คูลอมบ์

แต่ละตัว มีมวลเท่ากับ   คูลอมบ์

  ออยแกน โกลด์สไตน์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองโดยใช้หลอดรังสีแคโทด พบว่า อนุภาคบวก มีค่าอัตราส่วนประจุต่อมวลไม่คงที่ ขึ้นอยู่กับชนิดของก๊าซ และอนุภาคบวกที่เกิดจากไฮโดรเจน เรียกว่า โปรตอน์3) แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด      อะตอม ประกอบด้วย นิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมอยู่ตรงกลาง มีขนาดเล็ก และมีมวลมาก และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีมวลน้อยวิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียส ลอร์อเออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ และฮันส์ ไกเกอร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา ()ไปยังแผ่นทองคำบาง ๆ เรียกการทดลองนี้ว่าการทดลองการกระเจิงรังสีอัลฟาของรัทเทอร์ฟอร์ด
จากการทดอลองพบว่า

อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่วิ่งเป็นแนวเส้นตรงทะลุแผ่นทองคำบาง ๆ

อนุภาคแอลฟาบางส่วนวิ่งเบี่ยงเบนไปจากแนวเส้นตรง

อนุภาคแอลฟาส่วนน้อยสะท้อนกลับ

ดังนั้นรัทเทอร์ฟอร์ด เชื่อว่า น่าจะมีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งอยู่ภายในนิวเคลียส ซึ่งไม่มีประจุ แต่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอน เซอร์เจมส์ แชดวิก นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา ()ไปยังอะตอมของธาตุต่าง ๆ และได้สรุปว่า ในนิวเคลียสของอะตอมมีอนุภาคที่เป็นกลางทางไฟฟ้า เรียกว่า นิวตรอน ดังนั้นแบบจำลองอะตอม จึงมีลักษณะดังรูป 4) แบบจำลองอะตอมของนีลส์ โบร์     นีลส์ โบร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก ได้ทำการศึกษาการเกิดสเปกตรัมของก๊าซไฮโดรเจน และได้สร้างแบบจำลองอะตอมเพื่อใช้อธิบายลักษณะการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นวงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ แต่ละวงจะมีระดับพลังงานเฉพาะตัว และเรียกระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด ซึ่งมีระดับพลังงานต่ำที่สุด เรียกว่า ระดับพลังงาน K และเรียกระดับพลังงานถัดออกมาว่า ระดับพลังงาน L,M,N,… ตามลำดับ5) แบบจำลองอะตอมของกลุ่มหมอก อะตอมจะประกอบด้วย กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียส โดยมีทิศทางไม่แน่นอน โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนบริเวณใกล้นิวเคลียสมีมากกว่าบริเวณที่อยู่ห่างจากนิวเคลียส เนื่องจากแบบจำลองอะตอมของโบร์ใช้อธิบายได้ดีเฉพาะธาตุไฮโรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ดังนั้นถ้าธาตุมีหลายอิเล็กตรอน ทฤษฏีของโบร์ไม่สามารถอธิบายได้ นักวิทยาศาสตร์จึงค้นคว้า ทดลองจนเกิดเป็นแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก ซึ่งมีลักษณะดังนี้

อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง วงโคจรไม่จำเป็นต้องเป็นวงกลมเสมอ

ไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้

บริเวณกลุ่มหมอกหนาทึบ แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนบริเวณนั้นมาก และบริเวณที่กลุ่มหมอกจาง แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนน้อย

เลขอะตอม เลขมวลและไอโซโทป_จากการศึกษาเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอม โดยมีข้อมูลต่างๆ จากการทดลองมาสนับสนุน สรุปได้ว่า อะตอมของธาตุต่างๆ จะประกอบด้วยอิเล็กตรอน โปรตอนและนิวตรอน (ยกเว้นอะตอมของธาตุไฮโดรเจน ที่ไม่มีนิวตรอน) ซึ่งมีจำนวนแตกต่างกันไป เลขที่แสดงจ้านวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอม เรียกว่าเลขอะตอม (atomic number, Z) เลขอะตอมจะเป็นค่าเฉพาะของธาตุ ธาตุชนิดเดียวกันจะมีเลขอะตอมเท่ากันเสมอ ซึ่งที่สภาวะปกติจะมีจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนเท่ากัน ส่วนเลขที่แสดงจำนวนผลบวกของโปรตอนและจำนวนนิวตรอน เราเรียกว่า เลขมวล (mass number, A) ซึ่งในนิวเคลียสของอะตอม เลขมวลจะมีค่าใกล้เคียงกับเลขของอะตอม โดยผลต่างของเลขมวลกับเลขของอะตอมจะเท่ากับจำนวนนิวตรอนโดยสามารถเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ได้ คือ
เลขอะตอม คือ จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของแต่ละอะตอมของธาตุ ในอะตอมที่เป็นกลางจะมีจำนวนโปรตอนเท่ากับจ้านวนอิเล็กตรอน ดังนั้นเลขเชิงอะตอมจึงบอกจำนวนของอิเล็กตรอนของธาตุได้ด้วย เนื่องจากอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีค่าเลขเชิงอะตอมเท่ากันเสมอ เลขเชิงอะตอมจึงป็นเอกลักษณ์ของธาตุชนิดเดียวกัน เช่น เลขเชิงอะตอมของฟอสฟอรัสเท่ากับ 15 นั้นคือทุกๆ อะตอมที่เป็นกลางของฟอสฟอรัสจะมี 15 โปรตอน และมี 15 อิเล็กตรอน และกล่าวได้ว่าอะตอมใดๆ ในจักรวาลถ้ามี 15 โปรตอนแล้ว จะเรียกว่า “ฟอสฟอรัส” ทั้งสิ้น เลขมวล คือ ผลรวมของนิวตรอนและโปรตอนที่มีในนิวเคลียสของอะตอมของธาตุ นิวเคลียสในอะตอมอื่นๆทั้งหมดจะมีทั้งโปรตอนและนิวตรอนอยู่ โดยทั่วไปแล้วเลขมวลหาได้ดังนี้เลขมวล = จำนวนโปรตอน + จำนวนนิวตรอน = เลขอะตอม + จำนวนนิวตรอนจำนวนนิวตรอนในอะตอม = เลขมวล – เลขอะตอมเช่น 2311Na ธาตุโซเดียม มีจำนวนโปรตอน (Z) = 11 มีจำนวนนิวตรอน = A – Z = 23 – 11 = 12มีจำนวนอิเล็กตรอน = 11 (เท่ากับจำนวนโปรตอน) ___________________ไอโซโทป (isotope) หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีเลขอะตอม (Z) เท่ากัน แต่เลขมวล (A) ไม่เท่ากัน ตัวอย่างเช่น อะตอมของไฮโดรเจนมีเลขมวลสามชนิดโดยแตกต่างกันที่จำนวนนิวตรอน ได้แก่_ไฮโดรเจน (Hydrogen) มี 1 โปรตอนและไม่มีนิวตรอน มีสัญลักษณ์ 11H_ดิวทีเรียม (Deuterium) มี 1 โปรตอนและมี 1 นิวตรอน มีสัญลักษณ์ 21H___ทริเทียม (Tritium) มี 1 โปรตอนและมี 2 นิวตรอน มีสัญลักษณ์ 31H_   สมบัติทางเคมีของธาตุถูกก้าหนดโดยจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอม นิวตรอนไม่มีส่วนเกี่ยวข้องในการเปลี่ยนแปลงทางเคมีตามปกติ ดังนั้นไอโซโทปของธาตุเดียวกันจึงมีสมบัติทางเคมีเหมือนกันเกิดสารประกอบประเภทเดียวกันและมีความไวต่อปฏิกิริยาเคมีทำนอง ไอโซโทน (isotone) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน แต่จำนวนโปรตอน เลขอะตอมและเลขมวลไม่เท่ากัน เช่น 3919K  4020Ca มีนิวตรอนเท่ากัน คือ 20   ไอโซบาร์ (isobar) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากันแต่เลขอะตอมต่างกัน เช่น 146C 147N
การจัดเรียงอิเล็กตรอน

จากการเรียงอิเล็กตรอนของธาตุในระดับพลังงานหลักทำให้ทราบว่า

1.    จำนวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอน ทำให้ทราบว่าธาตุนั้นอยู่คาบใด ถ้าธาตุมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในคาบเดียวกัน เช่น
Mg มีเลขอะตอม 12 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 2   Mg มี 3 ระดับพลังงานS 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

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

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  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁵
₂₁Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s²   3d¹

2.     อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศร
ตามหลักการของเพาลี

3.    การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย        ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร    เช่น
₂₄Cr  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย ดังนี้
                          1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s¹   3d⁵  ไม่ใช่ 1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s²   3d⁴
       เพราะโครงสร้างแบบแรกเสถียรกว่า เพราะ 4s และ 3d จะบรรจุกึ่งหนึ่ง        หรือเขียนโครงสร้างของอิเล็กตรอนแบบย่อ ๆ ได้ว่า (Ar) 4s¹   3d⁵

ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

1.       เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่ เช่น

ธาตุ ₁₄Si  จะเป็นธาตุในหมู่ 4

ธาตุ ₁₁Na จะเป็นธาตุในหมู่ 1

2.       ธาตุหมู่ IA และ IIA ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไป จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 8 เสมอ เช่น

    ₁₁Na จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 1         ₁₂Mg จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 2

    ₁₉K จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 1     ₂₀Ca จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 2

3.       ธาตุหมู่ IIIA ถึง VIIIA   ตั้งแต่หมู่ที่ IIIA คาบ 4 เป็นต้นไป    จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 18 เสมอ เช่น

      ₃₁Ga 2, 8, 18, 3 (หมู่ 3 คาบ 4)

     ₃₃As 2, 8, 18, 5 (หมู่ 5 คาบ 4)

4.       ถ้าธาตุนั้นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามข้อ 2 และ 3 คือมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้น มีค่าตั้งแต่ 9 – 18  แต่วงนอกสุดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1หรือ 2 นักเรียนก็ทำนายได้ทันทีว่าเป็นธาตุแทรนซิชัน เช่น

₂₉Cu 2, 8, 18, 1 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,18, 1

₂₃V 2, 8, 8, 5 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,11, 2

      หมายเหตุ ธาตุแทรนซิชันที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 21 – 30 จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 ยกเว้น Cu กับCr จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1

ตารางธาตุ ก่อนจะเป็นตารางธาตุ

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

หลักการนี้ใช้ไม่ได้กับธาตุบางชนิด ชุดสามของกลุ่มธาตุบางชนิด ธาตุตรงกลาง มีมวลอะตอมไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุที่เหลือทั้ง 2

ปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ ได้เสนอกฎในการจัดเรียงธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า “ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ” (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)

ธาตุที่ 8 จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่ 1 เสมอ

ปี พ.ศ. 2412 ยูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ และ ดิมิทรี อิวา–โนวิช เมนเดเลเอฟ ได้จัดธาตุโดยเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากโดยพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ 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
การตั้งชื่อธาตุที่ค้นพบใหม่ ตั้งตามระบบ 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

ส่วนที่ 2 สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ

1. ขนาดอะตอม

การบอกขนาดอะตอมจะบอกโดยใช้รัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่มีแรงยึดเหนี่ยวอะตอมไว้ด้วยกันหรือที่อยู่ชิดกัน รัศมีอะตอมมีหลายแบบ ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงที่ยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอม

– รัศมีโคเวเลนต์ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโคเวเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน

– รัศมีแวนเดอร์วาลล์ คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่อยู่ใกล้ที่สุด

– รัศมีโลหะ คือ ระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมโลหะที่อยู่ใกล้กันมากที่สุด

ตัวอย่างรัศมีโลหะ
แนวโน้มขนาดอะตอมในตารางธาตุ

2. รัศมีไอออน

ไอออน คือ อะตอมของธาตุ หรือกลุ่มอะตอมของธาตุที่มีประจุ คือ ไอออนทุกชนิดจะต้องมีจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับอิเล็กตรอนถ้าจำนวนโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนบวก และถ้ามีจำนวนโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ

การบอกขนาดไอออนทำได้เช่นเดียวกับการบอกขนาดอะตอม ซึ่งพิจารณาจากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไอออนคู่หนึ่งๆ ที่มีแรงยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกันในโครงผลึก

ตัวอย่างรัศมีไอออน

แนวโน้มของขนาดไอออนในตารางธาตุ

3. พลังงานไออนไนเซชัน (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)  Li2+(g) + e–            IE2 = 7,394 kJ/mol

Li2+(g)  Li3+(g) + e–           IE3 = 11,815 kJ/mol

ตัวอย่างกราฟไอออนไนเซชัน

แนวโน้มค่า IE

4. อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity; EN)

คือ ค่าที่แสดงความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองของอะตอมของธาตุ ในพันธะเคมีหนึ่ง อะตอมที่มีค่า EN สูงจะดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าอะตอมที่มี EN ต่ำ

แนวโน้มค่า EN ในตารางธาตุ
ลักษณะทั่วไป

โลหะทั่วไปมีค่า EN ต่ำกว่า จึงเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่าเกิดไอออนบวก อโลหะทั่วไปมีค่า EN สูง จึงชิงอิเล็กตรอนได้ดีเกิดไอออนลบ ธาตุเฉื่อยไม่มีค่า EN

ค่า EN ขึ้นอยู่กับ

ก. ขนาดอะตอม หรือจำนวนระดับพลังงาน

ข. ถ้าอะตอมที่มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน ค่า EN ขึ้นอยู่กับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเป็นเกณฑ์

5. สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity; EA)

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน คือ พลังงาน ที่อะตอมในสถานะแก๊ส คายออกมา เมื่อได้ รับอิเล็กตรอน

แนวโน้มค่า EA

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

7. เลขออกซิเดชัน (Oxidation Number)

เลขออกซิเดชัน คือ เลขที่แสดงถึงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ

ธาตุแต่ละชนิดมีเลขออกซิเดชันเป็นเท่าไหร่ให้เป็นไปตามเกณฑ์ดังนี้

ธาตุแทรนซิชัน
                   นักเรียนได้ศึกษาสมบัติบางประการของธาตุหมู่ A มาแล้ว ต่อไปจะได้ศึกษาธาตุอีกกลุ่มหนึ่งซึ่งอยู่ระหว่างธาตุหมู่ IIA และหมู่ IIIA ที่เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน ประกอบด้วยธาตุหมู่ IB ถึงหมู่ VIIIB รวมทั้งกลุ่มแลนทาไนด์กับกลุ่มแอกทิไนด์ ดังรูป 3.4

               ธาตุแทรนซิชันเหล่านี้มีอยู่ทั้งในธรรมชาติและได้จากการสังเคราะห์ บางธาตุเป็นธาตุกัมมันตรังสีธาตุแทรนซิชันมีสมบัติอย่างไร จะได้ศึกษาต่อไป

3.4.1 สมบัติของธาตุแทรนซิชัน
               นักเคมีจัดธาตุแทรนซิชันไว้ในกลุ่มของธาตุที่เป็นโลหะ แต่ไม่ได้เป็นกลุ่มเดียวกับธาตุหมู่ IA IIA และ IIIA เพราะเหตุใดจึงจัดธาตุแทรนซิชันไว้อีกกลุ่มหนึ่ง เพื่อตอบคำถามนี้ให้ศึกษาสมบัติของธาตุแทรนซิชันเปรียบเทียบกับสมบัติของธาตุหมู่ IA และ IIA ที่อยู่ในคาบเดียวกันจากตาราง 3.5

ตาราง 3.5 สมบัติบางประการของโพแทสเซียม แคลเซียม และธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4

                  - ธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 กับโลหะโพแทสเซียมและแคลเซียม มีสมบัติใดคล้ายกันและสมบัติใดแตกต่างกัน

                   จากตาราง 3.5 พบว่าธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 มีสมบัติหลายประการคล้ายกับโลหะโพแทสเซียมและแคลเซียม เช่น พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 และอิเล็กโทรเนกาติวิตีมีค่าต่ำ แต่จุดหลอมเหลว จุดเดือด และความหนาแน่นมีค่าสูง และสูงมากกว่าหมู่ IA และหมู่ IIA ธาตุเทรนซิชัน จึงควรเป็นโลหะ แต่ธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 มีสมบัติบางประการที่แตกต่างจากโลหะโพแทสเซียมและแคลเซียมคือ มีขนาดอะตอมใกล้เคียงกันภายในกลุ่มของธาตุแทรนซิชันเอง แต่มีขนาดเล็กกว่าโลหะโพแทสเซียมและแคลเซียม นักเรียนคิดว่าเพราะเหตุใดจึงเป็นเช่นนั้น ให้พิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุโพแทสเซียมแคลเซียมและธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 ในตาราง 3.6

ตาราง 3.6 การจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุโพแทสเซียม แคลเซียม และธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4

* [Ar] แทนการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุอาร์กอน

                  - การจัดอิเล็กตรอนของธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 กับโลหะ K และ Ca แตกต่างกันอย่างไร
                  - ธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 มีการบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยใด มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่าใด

                   เมื่อพิจารณาข้อมูลในตาราง 3.6 จะเห็นได้ว่าธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 4 ส่วนใหญ่มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 และมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยที่อยู่ถัดจากระดับพลังงานนอกสุดเข้าไปไม่เท่ากัน เนื่องจากอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายบรรจุอยู่ในระดับพลังงานย่อย 3d เช่น ธาตุ Sc มีจำนวนอิเล็กตรอนใน 3d เป็น 1 ธาตุ Ti ซึ่งอยู่ในลำดับถัดไปมีอิเล็กตรอนใน 3d เป็น 2 และเพิ่มขึ้นจนครบ 10 ในธาตุ Cu การที่มีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นในออร์บิทัล 3d ซึ่งเป็นอิเล็กตรอนวงในที่สามารถกำบังแรงดึงดูดจากนิวเคลียสที่มีต่ออิเล็กตรอนในออร์บิทัล 4s ได้มากแม้ว่าประจุในนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น ขนาดอะตอมของธาตุแทรนซิชันคาบที่ 4 จากซ้ายไปขวาจะมีขนาดลดลงเล็กน้อยและไม่แตกต่างกันอย่างชัดเจนเหมือนธาตุโพแทสเซียมและแคลเซียม ดังตาราง 3.5
                   จากการศึกษาเรื่องพันธะเคมีที่ผ่านมา นักเรียนบอกได้หรือไม่ว่า เมื่อธาตุกลุ่ม A ทำปฏิกิริยากัน อิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกับการเกิดปฏิกิริยาเป็นอิเล็กตรอนในระดับพลังงานใด และจะเหมือนหรือแตกต่างจากธาตุแทรนซิชันหรือไม่

3.4.2 สารประกอบของธาตุแทรนซิชัน


                   จากตาราง 3.8 จะพบว่าโครเมียมเกิดเป็นไอออนที่มีประจุได้ตั้งแต่ +1 ถึง +6 โดยที่การเกิดเป็น [tex]Cr^ +[/tex] อะตอมจะเสีย 1 อิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดก่อนคือ 4s เมื่อเกิดเป็นไอออนที่มีประจุสูงขึ้น อะตอมจะเสียอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นซึ่งเป็นอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงาน 3d การที่โครเมียมสามารถให้อิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ถัดเข้าไปจากระดับพลังงานนอกสุดและเกิดเป็นไอออนที่เสถียร ทำให้โครเมียมมีเลขออกซิเดชันได้หลายค่า ธาตุแทรนซิซันอื่นๆ ก็สามารถให้อิเล็กตรอนในลักษณะเดียวกับโครเมียมและมีเลขออกซิเดชันได้หลายค่าจึงเกิดสารประกอบได้หลายชนิดซึ่งนักเรียนได้ศึกษาเลขออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบของธาตุเหล่านี้มาแล้ว

3.4.3 สารประกอบเชิงซ้อนของธาตุแทรนซิชัน
                 สารประกอบของธาตุแทรนซิชันชนิดต่างๆ เช่น ประกอบด้วยและส่วน   ประกอบด้วยและทั้งและจัดเป็นไอออนเชิงซ้อนที่มีธาตุแทรนซิชันเป็นอะตอมกลางและยึดเหนี่ยวกับอะตอมหรือไอออนอื่นๆ ที่มาล้อมรอบด้วยพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ เขียนแสดงได้ดังนี้

                      สารประกอบที่ประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อนจัดเป็นสารประกอบเชิงซ้อน ธาตุแทรนซิชันส่วนใหญ่จะเกิดเป็นสารประกอบเชิงซ้อย ธาตุแทรนซิชันส่วนใหญ่จะเกิดเป็นสารประกอบเชิงซ้อนที่มีสีต่างๆ กันดังที่ได้ศึกษามาแล้วในการทดลอง 3.3 ต่อไปจะศึกษาว่าสีของสารประกอบของธาตุแทรนซิชันเปลี่ยนแปลงไปเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงไปเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงของเลขออกซิเดชันเพียงประการเดียวหรือมีปัจจัยอื่นมาเกี่ยวข้องด้วย โดยใช้โลหะทองแดงเป็นตัวอย่างของธาตุแทรนซิชันจากการทดลองต่อไปนี้

การทดลอง การเตรียมสารประกอบเชิงซ้อนของทองแดง
               สารประกอบของธาตุแทรนซิชันชนิดต่างๆ เช่น ประกอบด้วยและส่วน   ประกอบด้วยและทั้งและจัดเป็นไอออนเชิงซ้อนที่มีธาตุแทรนซิชันเป็นอะตอมกลางและยึดเหนี่ยวกับอะตอมหรือไอออนอื่นๆ ที่มาล้อมรอบด้วยพันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์ เขียนแสดงได้ดังนี้

                  - สีของสารที่เตรียมได้แตกต่างจากสารตั้งต้นหรือไม่ อย่างไร
                  - สารที่เตรียมได้เมื่อเก็บไว้ 1 คืน มีการเปลี่ยนแปลงหรือไม่ อย่างไร

                     จากการทดลองเมื่อเติมสารละลายแอมโมเนียเข้มข้นลงในสารละลายคอปเปอร์ (II) ซัลเฟต จะเกิดตะกอนสีครามของเตตระแอมมีนคอปเปอร์ (II) ซัลเฟตมอนอไฮเดรต โดยมีสูตรเป็น $Cu(NH_3 )SO_4  \cdot H_2 O$ ซึ่งแตกต่างจากสารตั้งต้นที่มีสีฟ้า การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นเขียนสมการแสดงได้ดังนี้

                  เมื่อเก็บผลึกไว้ 1 คืนสีของผลึกจะเปลี่ยนเป็นสีเขียวแกมฟ้า เนื่องจากผลึกนี้สลายตัวให้น้ำและแอมโมเนียออกมาอย่างละ 1 โมเลกุลเกิดเป็น ดังสมการ

  ธาตุกัมมันตรังสี (radioactive element)

คือธาตุพลังงานสูงกลุ่มหนึ่งที่สามารถแผ่รังสี แล้วกลายเป็นอะตอมของธาตุใหม่ได้ มีประวัติการค้นพบดังนี้

รังสีเอ็กซ์ ถูกค้นพบโดย Conrad Röntgen อย่างบังเอิญเมื่อปี ค.ศ. 1895

ยูเรเนียม ค้นพบโดย Becquerel เมื่อปี ค.ศ. 1896 โดยเมื่อเก็บยูเรเนียมไว้กับฟิล์มถ่ายรูป ในที่มิดชิด ฟิล์มจะมีลักษณะ เหมือนถูกแสง จึงสรุปได้ว่าน่าจะมีการแผ่รังสีออกมาจากธาตุยูเรเนียม เขาจึงตั้งชื่อว่า Becquerel Radiation

พอโลเนียม ถูกค้นพบและตั้งชื่อโดย มารี กูรี ตามชื่อบ้านเกิด (โปแลนด์) เมื่อปี ค.ศ. 1898 หลังจากการสกัดเอายูเรเนียมออกจาก Pitchblende หมดแล้ว แต่ยังมีการแผ่รังสีอยู่ สรุปได้ว่ามีธาตุอื่นที่แผ่รังสีได้อีกแฝงอยู่ใน Pitchblende นอกจากนี้ กูรียังได้ตั้งชื่อเรียกธาตุที่แผ่รังสีได้ว่า ธาตุกัมมันตรังสี และเรียกรังสีนี้ว่า กัมมันตภาพรังสี

เรเดียม ถูกตั้งชื่อไว้เมื่อปี ค.ศ. 1898 หลังจากสกัดเอาพอโลเนียมออกจากพิตช์เบลนด์หมดแล้ว พบว่ายังคงมีการแผ่รังสี จึงสรุปว่ามีธาตุอื่นที่แผ่รังสีได้อีกใน Pitchblende ในที่สุดกูรีก็สามารถสกัดเรเดียมออกมาได้จริง ๆ จำนวน 0.1 กรัม ในปี ค.ศ. 1902

ส่วนรังสีที่แผ่ออกมาจากธาตุนั้น แบ่งเป็น 3 ชนิดคือ

รังสีแอลฟา (สัญลักษณ์: α) คุณสมบัติ เป็นนิวเคลียสของอะตอมฮีเลียม (4 2He) มี p+ และ n อย่างละ 2 อนุภาค ประจุ +2 เลขมวล 4 อำนาจทะลุทะลวงต่ำ เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้าเข้าหาขั้วลบ

รังสีบีตา (สัญลักษณ์: β) คุณสมบัติ เหมือน e- อำนาจทะลุทะลวงสูงกว่า α 100 เท่า ความเร็วใกล้เสียง เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้าเข้าหาขั้วบวก

รังสีแกมมา (สัญลักษณ์: γ) คุณสมบัติเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า (Electromagnetic Wave) ที่มีความยาวคลื่นสั้นมากไม่มีประจุและไม่มีมวล อำนาจทะลุทะลวงสูงมาก ไม่เบี่ยงเบนในสนามไฟฟ้า เกิดจากการที่ธาตุแผ่รังสีแอลฟาและแกมมาแล้วยังไม่เสถียร มีพลังงานสูง จึงแผ่เป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าเพื่อลดระดับพลังงาน จะเห็นได้ว่า การแผ่รังสีจะทำให้เกิดธาตุใหม่ได้ หรืออาจเป็นธาตุเดิมแต่จำนวนโปรตอนหรือนิวตรอนอาจไม่เท่ากับธาตุเดิมและธาตุกัมมันตรังสีแต่ละธาตุ มีระยะเวลาในการสลายตัวแตกต่างกันและแผ่รังสีได้แตกต่างกันเรียกว่า ครึ่งชีวิตของธาตุ

ครึ่งชีวิตของธาตุ (Half life) เรารู้แล้วว่ารังสีที่แผ่ออกมาจากธาตุกัมมันตรังสีเกิดจากนิวเคลียสในอะตอมของธาตุซึ่งไม่เสถียร จึงต้องมีการสลายตัวและแผ่รังสีออกมา เพื่อเปลี่ยนไปเป็นอะตอมที่มีเสถียรภาพมากขึ้น เมื่อธาตุกัมมันตรังสีแผ่รังสีออกมาแล้วจะเกิดการสลายตัวลดปริมาณลงไปด้วย โดยนักวิทยาศาสตร์เรียกระยะเวลาที่ธาตุกัมมันตรังสีสลายตัวไปจนเหลือครึ่งหนึ่งของปริมาณเดิมว่า ครึ่งชีวิต (Half life) ตัวอย่างเช่น ธาตุซัลเฟอร์ -35 มีครึ่งชีวิต 87 วัน ในการสลายตัวเหลือ 4 กรัม และใช้เวลาอีก 87 วัน ในการสลายตัวจนเหลือ 2 กรัม เป็นต้น

การเกิดปฏิกิริยาของธาตุกัมมันตรังสี   การเกิดปฏิกิริยาของธาตุกัมมันตรังสี เรียกว่า ปฏิกิริยานิวเคลียร์ ซึ่งมี 2 ประเภท คือ   1. ปฏิกิริยาฟิชชัน (Fission reaction) คือ ปฏิกิริยานิวเคลียร์ที่เกิดขึ้น เนื่องจากการยิงอนุภาคนิวตรอนเข้าไปยังนิวเคลียสของธาตุหนัก แล้วทำให้นิวเคลียร์แตกออกเป็นนิวเคลียร์ที่เล็กลงสองส่วนกับให้อนุภาคนิวตรอน 2-3 อนุภาค และคายพลังงานมหาศาลออกมา ถ้าไม่สามารถควบคุมปฏิกิริยาได้อาจเกิดการระเบิดอย่างรุนแรงที่เรียกว่า ลูกระเบิดปรมาณู (Atomic bomb) เพื่อควบคุมปฏิกิริยาลูกโซ่ไม่ให้เกิดรุนแรงนักวิทยาศาสตร์จึงได้สร้างเตาปฏิกรณ์ปรมาณูเพื่อใช้ในการผลิตกระแสไฟฟ้า

2. ปฏิกิริยาฟิวชัน (Fusion reaction) คือ ปฏิกิริยานิวเคลียร์ที่นิวเคลียสของธาตุเบาหลอมรวมกันเข้าเป็นนิวเคลียสที่หนักกว่า และมีการคายความร้อนออกมาจำนวนมหาศาลและมากกว่าปฏิกิริยาฟิชชันเสียอีก ปฏิกิริยาฟิวชันที่รู้จักกันดี คือ ปฏิกิริยาระเบิดไฮโดรเจน (Hydrogen bomb) ดังภาพ





  ประโยชน์ของธาตุกัมมันตรังสี ความสามารถในการปลดปล่อยพลังงาน และรังสีที่มีพลังงานและมีอำนาจทะลุทะลวงของธาตุกัมมันตรังสีได้ถูกนำไปประยุกต์ใช้ให้เกิดประโยชน์ในด้านต่าง ๆ มากมายทั้งในด้านการแพทย์ การเกษตร อุตสาหกรรม รวมจนถึงด้านธรณีวิทยาการหาอายุของวัตถุต่าง ๆ โดยธาตุกัมมันตรังสีที่มีการใช้ประโยชน์กันอย่างกว้างขวาง ได้แก่

1 ยูเรเนียม-235 (U-235)  ใช้สำหรับเป็นเชื้อเพลิงในโรงไฟฟ้าพลังนิวเคลียร์ ใช้ในอุตสาหกรรมการผลิตเครื่องบินและยานอวกาศ และใช้ในการผลิตรังสีเอ็กซ์ (X-ray) ซึ่งมีพลังงานสูง

2 โคบอลต์-60 (Co-60)  เป็นธาตุกัมมันตรังสีที่สามารถแผ่กัมมันตรังสีชนิดแกมมาซึ่งมีผลในการยับยั้งการเจริญเติบโตของเซลล์ได้ จึงมีการนำมาใช้ในการยับยั้งการเจริญเติบโตเชื้อจุลินทรีย์ในอาหาร ผักและผลไม้ และนำมาใช้ในการรักษาโรคมะเร็ง

3 คาร์บอน-14 (C-14)  เป็นธาตุกัมมันตรังสีที่สามารถพบได้ในวัตถุต่าง ๆ เกือบทุกชนิดบนโลก จึงสามารถนำระยะเวลาครึ่งชีวิตของธาตุนี้มาใช้ในการคำนวณหาอายุของวัตถุโบราณ อายุของหินและเปลือกโลกและอายุของซากฟอสซิลต่าง ๆ ได้ (C-14 มีครึ่งชีวิตประมาณ 5,730 ปี

4 ฟอสฟอรัส-32 (P-32) เป็นสารประกอบกัมมันตรังสีที่สามารถละลายน้ำได้ มีระยะเวลาครึ่งชีวิตประมาณ 14.3 วัน ทางการแพทย์นำมาใช้ในการรักษาโรคมะเร็งของเม็ดโลหิตขาว (ลิวคีเมีย) โดยให้รับประทานหรือฉีดเข้าในกระแสโลหิต นอกจากนี้ยังสามารถใช้ในการตรวจหาเซลล์มะเร็ง และตรวจหาปริมาณโลหิตของผู้ที่จะเข้ารับการผ่าตัด

อันตรายจากธาตุกัมมันตรังสี    อันตรายจากธาตุกัมมันตรังสีเกิดขึ้นได้ เนื่องจากหากร่างกายของสิ่งมีชีวิตได้รับกัมมันตรังสีในปริมาณที่มากเกินไปจะทำให้โมเลกุลของน้ำ สารอินทรีย์และสารอนินทรีย์ต่าง ๆ ในร่างกายเสียสมดุล ทำให้เกิดความเสียหายต่อเซลล์ในร่างกาย ซึ่งจะทำให้สิ่งมีชีวิตเกิดความเจ็บป่วย หรือหากได้รับในปริมาณมากก็อาจทำให้เสียชีวิตได้ ดังนั้นผู้ปฏิบัติงานที่เกี่ยวข้องกับรังสีจึงจะต้องมีอุปกรณ์ที่ช่วยป้องกันอันตรายจากรังสี และมีการกำหนดระยะเวลาในการทำงานเพื่อไม่ให้สัมผัสกับรังสีเป็นเวลานานเกินไป

ประโยชน์จากการใช้ธาตุกัมมันตรังสี

1. ด้านธรณีวิทยา การใช้คาร์บอน-14 (C-14) คำนวณหาอายุของวัตถุโบราณ
2. ด้านการแพทย์ ใช้ไอโอดีน-131 (I-131) ในการติดตามเพื่อศึกษาความผิดปกติของต่อมไธรอยด์ โคบอลต์-60 (Co-60) และเรเดียม-226 (Ra-226) ใช้รักษาโรคมะเร็ง
3. ด้านเกษตรกรรม ใช้ฟอสฟอรัส 32 (P-32) ศึกษาความต้องการปุ๋ยของพืช ปรับปรุง เมล็ดพันธุ์ที่ต้องการและใช้โพแทสเซียม-32 (K–32) ในการหาอัตราการดูดซึมของต้นไม้
4. ด้านอุตสาหกรรม ใช้ธาตุกัมมันตรังสีตรวจหารอยตำหนิ เช่น รอยร้าวของโลหะหรือท่อขนส่งของเหลว ใช้ธาตุกัมมันตรังสีในการ ตรวจสอบและควบคุมความหนาของวัตถุ ใช้รังสีฉายบนอัญมณีเพื่อให้มีสีสันสวยงาม

5. ด้านการถนอมอาหาร ใช้รังสีแกมมาของธาตุโคบอลต์-60 (Co–60) ปริมาณที่พอเหมาะใช้ทำลายแบคทีเรียในอาหารจึงช่วยให้เก็บรักษาอาหารไว้ได้นานขึ้น
6. ด้านพลังงาน มีการใช้พลังงานความร้อนที่ได้จากปฏิกิริยานิวเคลียร์ในเตาปฏิกรณ์ปรมาณูของยูเรีเนียม-238 (U-238) ต้มน้ำให้กลายเป็นไอ แล้วผ่านไอน้ำไปหมุนกังหัน เพื่อผลิตกระแสไฟฟ้า

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น

สมัครสมาชิก: บทความ (Atom)