บทที่ 2 แบบจำลองอะตอม

2.1 แบบจำลองอะตอม
2.1.1 แบบจำลองอะตอมของดอลตัน
ในปีพ.ศ 2346 จอห์นดอลตัน นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมเพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของมวลของสารก่อนและหลังทำปฏิกิริยาเคมีรวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบหนึ่งหนึ่งซึ่งมีสาระสำคัญดังนี้
1.ประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กๆเหล่านี้เรียกว่าอะตอมซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายไม่ ได้
2.อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกันเช่นมีมวลเท่าแต่จะมีสมบัติแตกต่างจาก อะตอมของธาตุอื่น
3.สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่งชนิดทำปฏิกิริยาเคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ
ทฤษฎีอะตอมของดอลตันช่วยให้นักวิทยาศาสตร์ในสมัยนั้นสามารถอธิบายลักษณะและสมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่งต่อมาได้มีการศึกษาเกี่ยวกับอะตอมเพิ่มขึ้นและค้นพบว่ามีข้อมูลแบบประกันไม่สอดคล้องกับแนวคิดของดอลตัน เช่นคำว่าต่อมของธาตุชนิดเดียวกันมีมวลแตกต่างกันได้อะตอมสามารถแบ่งแยกได้อีกแนวคิดเกี่ยวกับทฤษฎีอะตอมของดอลตันจึงไม่ถูกต้อง

2.1.2 แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

แบบจำลองอะตอมของทอมสันจะมีลักษณะดังนี้

1. อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม

2. เนื้ออะตอมส่วนใหญ่จะเป็นประจุไฟฟ้าบวกและมีประจุลบกระจายอยู่อย่างสม่ำเสมอ

3. ภาวะปกติอะตอมจะเป็นกลางทางไฟฟ้า(มีประจุไฟฟ้าบวกเท่ากับประจุไฟฟ้าลบ)

4. ภาวะปกติอิเลคตรอนจะอยู่นิ่งในอะตอม

อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง

การค้นพบอิเล็กตรอน

ทอมสัน ทำการทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของก๊าซในหลอดรังสีแคโทด พบว่าไม่ว่าจะใช้ก๊าซใดบรรจุในหลอดหรือใช้โลหะใดเป็นแคโทด จะได้รังสีที่ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุลบ พุ่งมาที่ฉากเรืองแสงเหมือนเดิม เมื่อคำนวณหาอัตราส่วนของประจุต่อมวล (e/m) ของอนุภาค จะได้ค่าคงที่ทุกครั้งเท่ากับ 1.76 x 108 คูลอมบ์ต่อกรัม สรุปว่า อะตอมทุกชนิดมีอนุภาคที่มีประจุลบเป็นองค์ประกอบ เรียกว่า อิเล็กตรอน

การเบนของรังสีแคโทดเข้าหาขั้วบวก

นอกจากนั้นทอมสันยังพบว่าไม่ว่าจะจะเปลี่ยนชนิดของก๊าซหลอด หรือเปลี่ยนชนิดของโลหะที่ใช้ทำขั้วแคโทดเป็นชนิดใด รังสีแคโทดก็ยังมีสมบัติเหมือนเดิม ค่าประต่อมวลก็คงที่เสมอ   

 ทอมสันสรุปว่า  อนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าลบเป็นองค์ประกอบ ของ อะตอมของธาตุทุกชนิด  เรียกอนุภาคนี้ว่า  อิเล็กตรอน จากการทดลองของทอมสัน  สรุปได้ว่า  อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด แต่อะตอมจะประกอบด้วยอิเล็กตรอน  และอนุภาคอื่นๆอีก

2.1.3 แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

ผลการทดลอง อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่จะเดินทางเป็นเส้นตรง ส่วนน้อยจะมีการเบี่ยงเบนทิศทาง และนาน ๆ ครั้งจะมีการสะท้อนกลับอย่างแรง

สรุปผลการทดลอง – ส่วนใหญ่จะเดินทางเป็นเส้นตรง แสดงได้ว่าภายในอะตอมจะต้องมีที่ว่างมากมาย – ส่วนน้อยจะมีการเบี่ยงเบนทิศทาง แสดงว่าภายในต้องมีอนุภาคที่เป็นบวกอยู่แต่มีขนาดเล็กนิดเดียว – นาน ๆ ครั้งจะมีการสะท้อนกลับอย่างแรง แสดงว่าต้องมีอนุภาคที่มีมวลมากแต่มีขนาดเล็กรวมกันเป็นกลุ่มอยู่ภายในอะตอม

2.1.4 แบบจำลองอะตอมของโบร์

วิธีทำการทดลอง เขาศึกษาสเปกตรัมการเปล่งแสงของธาตุ โดยบรรจุแก๊สไฮโดรเจนในหลอดปล่อยประจุ จากนั้นให้พลังงานเข้าไป สเปกตรัม หมายถึง อนุกรมของแถบสีหรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป ซึ่งทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้น ที่มีความยาวคลื่นต่างๆเรียงลำดับกันไป ผลการทดลอง อิเล็กตรอนเคลื่อนจากขั้วบวกไปขั้วลบชนกับแก๊สไฮโดรเจน จากนั้นเปล่งแสงออกมาผ่านปริซึมทำให้เราเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมสีต่าง ๆ ตกบนฉากรับภาพ สรุปผลการทดลอง การเปล่งแสงของธาตุไฮโดรเจน เกิดจากอิเล็กตรอนเปลี่ยนระดับพลังงานจากวงโคจรสูงไปสู่วงโคจรต่ำ พร้อมทั้งคายพลังงานในรูปแสงสีต่าง ๆ ระดับพลังงานแต่ละชั้น เมื่อ 2.18 X 10-18 J = ค่าคงที่ของริดเบิร์ก(Rydberg constant) n = เลขควอนตัมหลัก = 1, 2, 3 นีลส์ โบร์ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา สรุปได้ดังนี้ 1. อิเลคตรอนจะอยู่กันเป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นเรียกว่า “ระดับพลังงาน” 2. แต่ละระดับพลังงานจะมีอิเลคตรอนบรรจุได้ดังนี้ จำนวนอิเลคตรอน = 2n2 ระดับพลังงาน K ระดับพลังงาน L ระดับพลังงาน M ระดับพลังงาน N ระดับพลังงาน O ระดับพลังงาน P ระดับพลังงาน Q 3. อิเลคตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเลคตรอน (Valent electron) จะเป็นอิเลคตรอนที่เกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้ 4. อิเลคตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงในอยู่ใกล้นิวเคลียส จะเสถียรมาก เพราะประจุบวกจากนิวเคลียสดึงดูดไว้อย่างดี ส่วนอิเลคตรอนระดับพลังงานวงนอก จะไม่เสถียร เพราะนิวเคลียสส่งแรงไปดึงดูดได้น้อยมาก อิเลคตรอนพวกนี้จึงมีพลังงานสูงหลุดออกจากอะตอมได้ง่าย 5. ระดับการพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก 6. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเลคตรอน ไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจเปลี่ยน ข้ามระดับพลังงานกันก็ได้

2.1.5 แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

แบบจำลองอะตอมของโบร์มีข้อจำกัดคือไม่สามารถใช้อธิบายสเปกตรัมของอะตอมที่มีลายเล็กตรอนได้นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเพิ่มเติมจนได้รับข้อมูลเพียงพอที่เชื่อถือว่าอิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นทางอนุภาพและคลื่นโดยเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสบริเวณที่พบอิเล็กตรอนมีหลายลักษณะเป็นรูปทรงต่างๆกันตามระดับพลังงานของอิเล็กตรอนจากการประยุกต์ใช้สมการทางคณิตศาสตร์และใช้คอมพิวเตอร์ช่วยในการคำนวณเพื่อหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆพบว่าสามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของธาตุได้ถูกต้องกว่าแบบจำลองของโบร์ และสามารถอธิบายได้ว่าอิเล็กตรอนมีขนาดเล็กมาก และเคลื่อนที่อย่างรวดเร็วตลอดเวลาไปทั่วทั้งอะตอมจึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้อย่างไรก็ตามนักวิทยาศาสตร์พบว่ามีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสบางบริเวณเท่านั้นทำให้สามารถมโนภาพได้ว่าอะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสบริเวณที่กลุ่มออกหรือแสดงว่ามีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนได้มากกว่าบริเวณที่มีกลุ่มออกจากเรื่องแบบจำลองนี้ว่าแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกดังรูป

2.2 อนุภาคในอะตอมและไอโซโทป

 อะตอมประกอบด้วยอนุภาคมูลฐานที่สำคัญ 3 อนุภาค ได้แก่

          1.อิเล็กตรอน(electron)
          2.โปรตอน(proton)
          3.นิวตรอน(neutron)

    อนุภาคขนาดเล็กคือโปรตอน, นิวตรอน และอิเล็กตรอน มีคุณสมบัติต่างกันดังตาราง

อนุภาค	สัญลักษณ์	ประจุ(คูลอมบ์)	น้ำหนัก(กิโลกรัม)
โปรตอน	p	+1.60x10-19	1.67x10-27
นิวตรอน	n	ไม่มีประจุ	1.67x10-27
อิเล็กตรอน	e-	-1.60x10-19	9.11x10-31

     จากตาราง
           อะตอมที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีประจุบวกเท่ากับประจุลบ แสดงว่าในอะตอมมีจำนวนโปรตอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนซึ่งในอะตอมจะมีโปรตอนจำนวนเท่ากับ "เลขอะตอม"

                                                      จำนวนโปรตอน = จำนวนอิเล็กตรอน

           โปรตอนกับนิวตรอนเป็นอนุภาคที่มีน้ำหนักมากเมื่อเทียบกับอิเล็กตรอน ดังนั้นมวลของอะตอมก็คือจำนวนโปรตอนรวมกับจำนวนนิวตรอน นั่นคือ "เลขมวล"
                                                       เลขมวล = จำนวนโปรตอน + จำนวนนิวตรอน

                เราสามารถเขียนเป็นสัญลักษณ์เพื่อระบุเลขอะตอมและเลขมวลได้ดังนี้

          เมื่อ         A แทน เลขมวล
                         Z แทน เลขอะตอม
                         X แทน สัญลักษณ์ของธาตุ
          เช่น                                                                     

                         เลขอะตอม = จำนวนโปรตอน = จำนวนอิเล็กตรอน
                                11      = จำนวนโปรตอน = จำนวนอิเล็กตรอน

                              เลขมวล = จำนวนโปรตอน + จำนวนนิวตรอน
                                   23   =           11         + จำนวนนิวตรอน    
                             จำนวนนิวตรอน = 23 - 11 = 12
          นั่นคือ ธาตุโซเดียมมีจำนวนโปรตอน, อิเล็กตรอนและนิวตรอนเท่ากับ 11, 11, 12 ตามลำดับ

2.3การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

2.3.1การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

                อิเล็กตรอนในอะตอมที่อยู่ ณ ระดับพลังงาน (energy levels หรือ shell) จะมีพลังงานจำนวนหนึ่ง ส้าหรับอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานน้อยกว่าพวกที่อยู่ไกลออกไป ยิ่งอยู่ไกลมากยิ่งมีพลังงานมากขึ้น โดยกำหนดระดับพลังงานหลักให้เป็น n ซึ่ง n เป็นจ้านวนเต็มคือ 1, 2, … หรือตัวอักษรเรียงกันดังนี้ คือ K, L, M, N, O, P, Q ตามล้าดับ เมื่อ n = 1 จะเป็นระดับพลังงานต่ำสุด หมายความว่า จะต้องใช้พลังงานมากที่สุดที่จะดึงเอาอิเล็กตรอนนั้นออกจากอะตอมได้ จำนวนอิเล็กตรอนที่จะมีได้ในแต่ละระดับพลังงานหลักต้องเท่ากับหรือไม่เกิน 2n2 และจำนวนอิเล็กตรอนในระดับนอกสุดจะต้องไม่เกิน 8 

             2.3.2 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  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย 1s2   2s2   2p6   3s2   3p5  21Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d1  2.อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศรตามหลักการของเพาลี  3.การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร    เช่น                            24Cr  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย ดังนี้                                 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s1   3d5  ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม 1. เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่  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 1 หรือ 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

                  2.3.3 ออร์บิทัล

อิเล็กตรอนมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลาความหนาแน่นของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน ซึ่งอยู่ในรูปของโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนซึ่งมีอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติแตกต่างกันบริเวณรอบนิวเคลียสซึ่งมีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนและมีพลังงานเฉพาะนี้เรียกว่าออเรนทอลการศึกษา พบว่าจำนวนออร์บิทัลในแต่ละพลังงานย่อยมีค่าแตกต่างกันซึ่งสรุปได้ดังนี้ระดับพลังงานย่อย s มี 1 ออร์บิทัล ระดับพลังงานย่อย p มี 3 ออร์บิทัล ระดับพลังงานย่อยดีมี 5 ออร์บิทัล รอบพลังงานย่อย f มี 7 ออร์บิทัล

อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสูงสุดหรือชั้นนอกสุดของอะตอมเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน การบรรจุอิเล็กตรอน ตามลำดับระดับพลังงานโดยอาศัยแผนภาพตามหลัก อาฟบาว ดังที่กล่าวมาแล้ว มีบางธาตุที่การบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยไม่ได้เป็นไปตามหลักการนั้น เช่น Cr มีเลขอะตอม 24 Cu มีเลขอะตอม 29 ธาตุที่ได้รับหรือเสียอิเล็กตรอน สามารถเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ดังนี้ 1.กรณีที่ถ้าได้รับอิเล็กตรอน ให้บรรจุอิเล็กตรอนปกติรวมกับอิเล็กตรอนที่รับเข้ามาตามลำดับระดับพลังงานโดยอาศัยแผนภาพตามหลัก อาฟบาว 2.กรณีที่ถ้าเสียอิเล็กตรอนให้บรรจุอิเล็กตรอน ตามปกติก่อนจากนั้นจึงนำอิเล็กตรอนที่อยู่ชั้นนอกสุดออก