วิวัฒนาการการสร้างตารางธาตุ

มาตรฐาน
วิวัฒนาการการสร้างตารางธาตุ
 
         โยฮันดน์ เดอเบอไรเนอร์  จัดธาตุเป็นกลุ่ม ๆ ละ 3 ธาตุ เรียกว่า ชุดสาม และพบว่าธาตุกลาง
จะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุแรกและธาตุหลังโดยประมาณ  เช่น
Li มีมวล 6.9    Na มีมวล 23.0    K มีมวล 39.1
มวลอะตอม Na =    = 23มีบางกลุ่มที่มวลอะตอมของธาตุตรงกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุสองธาตุที่เหลือ    หลักชุดสามของเดอเบอร์ไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับจอห์น นิวแลนด์ส  ได้เสนอกฎว่า ถ้านำธาตุมาเรียงลำดับตามมวลอะตอมจะพบว่าธาตุที่   8  มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1  โดยเริ่มจากธาตุใดก็ได้

               แต่ไม่รวมก๊าซเฉื่อย    แต่กฎนี้ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น และไม่สามารถอธิบายได้ว่า เหตุใดมวลอะตอมจึงมาเกี่ยวข้องกับความคล้ายคลึงกันของธาตุได้

 

เมนเดเลเอฟและไมเออร์  ได้ตั้งข้อสังเกตอย่างเดียวกันในเวลาใกล้เคียงกันว่าถ้าเรียงธาตุตามลำดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก   จะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วง ๆ     การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงเช่นนี้ เมนเดเลเอฟ ตั้งเป็นกฎเรียนว่า “กฎพีริออดิก” และได้เผยแพร่ความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 (ค.ศ. 1869) ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์ผลงานของเขาออกมาหนึ่งปี เพื่อให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกว่า ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

รูป 1.16 ตารางพีรีออดิกของเมนเดเลเอฟ

 

          เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ำกันเป็นช่วง ๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงลำดับมวลอะตอมของธาตุจากน้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นตำแหน่งของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ  และยังได้ใช้สมบัติของธาตุและสารประกอบอื่น ๆ  นอกเหนือจากคลอไรด์และออกไซด์มาประกอบการพิจารณาด้วย โดยที่ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ  เมนเดเลเอฟจึงสามารถทำนายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียงดังตาราง 1.6    โดยเขาให้ชื่อธาตุนี้ว่า

ธาตุเอคาซิลิคอน  15 ปีต่อมาวิงค์เลอร์จึงค้นพบธาตุนี้ ในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886)      ซึ่งก็คือ  ธาตุเจอร์เมเนียม

 

ตาราง 1.6 เปรียบเทียบสมบัติของเอคาซิลิคอนกับเจอร์เมเนียมที่ทำนายและค้นพบ

การเรียงธาตุตามวลอะตอมในตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟนั้น ถ้ายึดหลักการเรียงตามมวลอะตอมโดยเคร่งครัด จะทำให้ธาตุบางธาตุอยู่ในหมู่เดียวกันมีสมบัติแตกต่างกันจึงต้องยกเว้นไม่เรียงตามมวลอะตอมบ้าง แต่เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในสมัยนั้นยังไม่มีความเข้าใจเรื่องโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทป นักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาจึงเกิดแนวความคิดว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม

เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ

ตารางธาตุในปัจจุบัน
ตารางธาตุในปัจจุบันเรียงตามลำดับ เลขอะตอมจากน้อยไปหามาก ซึ่งแบ่งออกเป็น 2 กลุ่ม ใหญ่ ๆ ดังรูป

1.  ธาตุในแต่ละหมู่และแต่ละคาบมีจำนวนไม่เท่ากัน
หมู่ A เรียกว่า ธาตุเรพรีเซนเตตีฟ
หมู่ B เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน เป็นธาตุที่อยู่ระหว่างหมู่ IIA และ IIIA 2. ธาตุทางซ้ายมือ
ของเส้นหนักเป็นขั้นบันได   มีสมบัติเป็นโลหะและธาตุทางขวาของเส้นจะเป็นอโลหะ
ส่วนธาตุที่อยู่ชิดเส้นแบ่งนี้จะเป็นธาตุกึ่งโลหะ คือ B , Si , Ge , As , Sb และ Te2.   ธาตุหมู่ A เลขประจำหมู่บ่งบอกถึงจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอน
เช่น หมู่ IA มีเวเลนต์อิเล็กตรอนท่ากับ 1 คือธาตุ Li  Na  K  Rb  Cs  Fr เป็นต้น3.   ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น
ธาตุคาบที่ 1 มีจำนวนระดับพลังงาน 1 ระดับได้แก่ ธาตุ H  He เป็นต้น

ประโยชน์ของการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1.  จำนวนระดับพลังงานสูงสุดจะบอกถึงคาบ
2.  ระดับพลังงานย่อยสุดท้ายของการจัดอิเล็กตรอน หรือออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงที่สุดจะบอกถึงเขต  (เขต s, p, d, f)      ถ้าเป็นเขต s, p จะอยู่ในหมู่ A ของตารางธาตุ   ถ้าเป็นเขต d, f จะอยู่ในหมู่ B ของตารางธาตุ
3.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่ A เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะบอกถึงหมู่ (เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ s+p)
4.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่  B   นำจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยสุดท้ายบวกกับจำนวน อิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ถัดเข้ามา 1 ชั้น (s+d) จะเป็นตัวเลขของหมู่นั้น แต่ถ้าบวกกัน ได้ 8 – 10 จะเป็นหมู่ VIII B  ถ้าบวกกันได้ 11, 12 จะเป็นหมู่ I B และ II B ตามลำดับ

สรุปตารางธาตุได้คือ

การอ่านชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมมากกว่า 105  โดยระบุเลขอะตอมเป็นภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย -ium

จำนวนนับในภาษาละตินมีดังนี้

0 = (nil)          1 = (un)

2 = (bi)           3 = (tri)

4 = (quad)     5 = (pent)

6 = (hex)       7 = (sept)

8 = (oct)        9 = (enn)

เช่น ธาตุที่ 105 อ่านว่า Unnilpentium สัญลักษณ์ธาตุ Unp

สมบัติตามตารางธาตุของหมู่และคาบ 1
สมบัติทางเคมีและทางกายภาพหลายประการของธาตุทั้งหลายในตารางธาตุซึ่งแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นนั้นมีความสัมพันธ์กับการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุต่าง ๆ  นักเรียนคิดว่าธาตุในหมู่หรือคาบเดียวกันจะมีขนาดอะตอม   จุดหลอมเหลวและจุดเดือด พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโตรเนกาติวิตีและเลขออกซิเดชันเป็นอย่างไรขนาดอะตอมขนาดของอะตอมหาขอบเขตจำกัดได้ยาก เนื่องจากอิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสตลอดเวลาด้วยความเร็วสูงและไม่มีตำแหน่งที่แน่นอน ดังนั้นขนาดอะตอมที่แน่นอนวัดกันไม่ได้ ในทางปฏิบัติจึงหาขนาดอะตอมด้วยรัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่ที่สร้างพันธะต่อกันหรือที่อยู่ชิดกัน

การวัดรัศมีอะตอมสามารถวัดได้หลายวิธี คือ

.       ถ้าอะตอมโลหะอยู่ชิดกันและยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมภายในผลึกโลหะเป็นรัศมีอะตอม ที่เรียกว่า รัศมีโลหะ  เช่น โซเดียมมีรัศมีอะตอมเท่ากับ 190 พิโกเมตร

รัศมีอะตอมของโซเดียม

2.   ถ้าอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่สร้างพันธะกัน จะเป็นรัศมีอะตอม เรียกว่ารัศมีโคเวเลนต์ เช่น

รัศมีอะตอมของคลอรีน
ความยาวพันธะ = 198 พิโกเมตร
รัศมีอะตอม = 99 พิโกเมตร

1.       ถ้าโมเลกุล 2 โมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์     ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองของแต่ละโมเลกุล เป็นรัศมีอะตอมที่เรียกว่า รัศมีแวนเดอร์วาลส์ เช่น คลอรีนเป็นโมเลกุลที่เป็นอะตอมคู่    จะมีทั้งรัศมีโคเวเลนต์ 99 พิโกเมตร   และ

รัศมีแวนเดอร์วาลส์  155 พิโกเมตร ดังรูป

รัศมีอะตอมของคลอรีน
ความยาวพันธะ = 198 พิโกเมตร
รัศมีอะตอม = 99 พิโกเมตร


รูป
1.21 แสดงรัศมีอะตอม (พิโกเมตร) ของธาตุตามหมู่และตามคาบ
เหตุผลขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นเป็นผลให้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสและจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้นด้วย   การที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น เป็นผลให้ธาตุในหมู่เดียวกันมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม     แสดงว่าการเพิ่มจำนวนระดับพลังงานมีผลมากกว่า      การเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

 

แนวโน้มขนาดอะตอมในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา ดังรูป

เหตุผลขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น(เลขอะตอมแสดงถึงจำนวนโปรตอนที่นิวเคลียส)     เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน    แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

แตกต่างกัน  ธาตุที่มีโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงมากกว่าธาตุที่มีโปรตอนน้อย  เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า ทำให้อะตอมมีขนาดเล็กลง

ขนาดไอออน
         เมื่อธาตุรวมตัวกันเป็นสารประกอบ บางธาตุอาจเสียอิเล็กตรอนกลายเป็นไอออนบวก เช่น  โลหะ บางธาตุอาจรับอิเล็กตรอนเป็นไอออนลบ เช่น  ธาตุอโลหะ ดังรูป

อะตอมที่ให้อิเล็กตรอนจะเปลี่ยนเป็นไอออนบวก ขนาดจะเล็กลง

สมบัติตามตารางธาตุของหมู่และคาบ 2
อิเล็กโทรเนกาติวีตี
                  อิเล็กโทรเนกาติวิตี   คือ      ค่าความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนของอะตอมที่รวมกันเป็น  สารประกอบ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีสูงจะดึงอิเล็กตรอนดีกว่าธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีต่ำกว่า      พอลิง นักเคมีชาวอเมริกา เป็นคนแรกที่ได้กำหนดค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของธาตุขึ้น        แต่พอลิงไม่ได้คำนวณหาค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของก๊าซเฉื่อยไว้  เพราะก๊าซเฉื่อยทำปฏิกิริยาเกิดเป็นสารประกอบได้ยาก  สำหรับแนวโน้มของค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตี พิจารณาได้จากตาราง
ต่อไปนี้

เหตุผล ค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตีลดลงจากบนลงล่าง เพราะธาตุหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นจำนวนระดับชั้นพลังงานเพิ่มขึ้นทำให้ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นเป็นผลให้แรงดึงดูดระหว่างโปรตอนในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอน ลดลง  เมื่อสร้างพันธะกับอะตอมอื่น อิเล็กตรอนจะมีแนวโน้มที่จะถูกดึงออกจากอะตอมได้ง่าย
แนวโน้มค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตีในหมู่เดียวกัน พิจารณาได้จากรูป
เหตุผลค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตีเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น      เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน   แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้น  ธาตุที่มีโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงมากกว่าธาตุที่มีโปรตอนน้อย เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า    ดังนั้นเมื่อเกิดพันธะจะสามารถดึงอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะให้เข้าใกล้ได้มากกว่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเขียนย่อเป็น EA  คือปริมาณพลังงานที่ คายออกมา เมื่ออะตอมในภาวะก๊าซรับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนลบ เช่น

17Cl(g) + e-             Cl-(g)        EA = -348 kJ/mol

11Na(g)   + e-          Na-(g)    EA  = -53 kJ/mol

แสดงว่า Cl รับอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่า Na เพราะคายพลังงานออกมาได้มากกว่า

สรุป ธาตุที่มีค่าอิเล็กตรอนฟินิตีสูงรับอิเล็กตรอนได้ง่ายเกิดเป็นไอออนลบได้ง่าย ส่วนธาตุโลหะมีค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนลบน้อย ๆ ถึงค่าบวกน้อย ๆ แนวโน้มจะเสียอิเล็กตรอนสูงมาก ตัวอย่างค่า EA  ของธาตุบางธาตุแสดงดังรูป

เมื่อพิจารณาธาตุตามคาบพบว่าค่า EA  ของธาตุในหมู่ IA  IIA และ IIIA มีค่าเป็นลบน้อยกว่าธาตุที่อยู่ทางขวามือ ซึ่งแปลความหมายได้ว่าธาตุในหมู่ดังกล่าวมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนน้อยมาก โดยเฉพาะธาตุในหมู่ IIA  ซึ่งมีค่านี้สูงที่สุด แสดงว่ารับอิเล็กตรอนยากที่สุด ส่วนธาตุหมู่ IVA  VA  VIA  และ VIIA มีแนวโน้มสูงที่จะรับอิเล็กตรอน โดยเฉพาะหมู่ VIIA ชอบรับอิเล็กตรอนสูงที่สุด การรับ 1 หนึ่งอิเล็กตรอนของธาตุหมู่นี้จะทำให้อะตอมมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเหมือนก๊าซเฉื่อยที่อยู่หมู่ถัดไปซึ่งมีความเสถียรภาพมาก EA จึงมีค่าเป็นลบมาก

จุดหลอมเหลวและจุดเดือด

จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุ จะขึ้นอยู่กับขนาดของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคไว้ ถ้าธาตุใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมากจะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง          ถ้าธาตุใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยจะมีจุดหลอมเหลวต่ำ

แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคแบ่งตามชนิดของแรงยึดเหนี่ยวได้เป็น 3 กลุ่มดังนี้

1.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ ได้แก่ธาตุโลหะ

2.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโคเวเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาข่าย

3.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์

พิจารณาแนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุโลหะในหมู่เดียวกันจากตาราง

เหตุผล แนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุโลหะในหมู่เดียวกัน คือ  หมู่ IA , IIA,  และ  IIIA  “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มลดลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”  เนื่องจากความแข็งแรงของพันธะโลหะลดลง เพราะมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น

พิจารณาแนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุอโลหะในหมู่เดียวกันจากตาราง

เหตุผล แนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุอโลหะในหมู่เดียวกัน คือ หมู่  VIA , VIIA,  และ VIIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”            เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลคือแรงวันเดอร์วาลส์เพิ่มขึ้น      เพราะมวลโมเลกุลและขนาดโมเลกุล เพิ่มขึ้นหมายเหตุสำหรับธาตุหมู่ IVA  และ VA  จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มของการเปลี่ยนแปลงไม่ชัดเจน เนื่องจากมีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่แตกต่างกัน

พิจารณาแนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุโลหะในคาบเดียวกันจากตาราง

     เหตุผล แนวโน้มจุดเดือด จุดหลอมเหลวของธาตุโลหะในคาบเดียวกัน คือ โลหะในหมู่ IA . IIA  และ  IIIA  ในคาบต่างๆ “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”  เนื่องจากมีพันธะโลหะที่แข็งแรงมากขึ้น ทั้งนี้เพราะอะตอมมีขนาดเล็กลงและมีจำนวน          เวเลนต์อิเล็กตรอนเพิ่ม

       อาจแสดงแนวโน้มของการเปลี่ยนแปลงจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุต่างๆ ตามหมู่และตามคาบ                            (ยกเว้นธาตุแทรนซิชันและธาตุบางธาตุ) ได้ดังแผนภาพต่อไปนี้

เลขออกซิเดชัน
   เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)   เลขออกซิเดชัน  เป็นค่าประจุไฟฟ้า หรือประจุสมมุติของอะตอมหรือไอออนของธาตุ  โดยคิดจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้หรือรับตามเกณฑ์ที่กำหนดขึ้น
เมื่อธาตุต่าง ๆ รวมกันเป็นสารประกอบธาตุที่ให้อิเล็กตรอน   จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวกและมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้นั้น   ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอน    จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับนั้นตัวอย่างเช่น  Zn  เมื่อเกิดเป็นสารประกอบ จะให้อิเล็กตรอน  2  ตัว กลายเป็น  Zn2+  ดังนั้นจึงมีเลขออกซิเดชัน  +2Na  เป็น  Na+  ให้อิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +1

Al   เป็น  Al3+  ให้อิเล็กตรอน  3  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +3

Cl   เป็น  Cl-  รับอิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -1

O    เป็น  O2-  รับอิเล็กตรอน  2  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -2

 

จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุ จะขึ้นอยู่กับขนาดของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคไว้ ถ้าธาตุใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมากจะมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง          ถ้าธาตุใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยจะมีจุดหลอมเหลวต่ำแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคแบ่งตามชนิดของแรงยึดเหนี่ยวได้เป็น 3 กลุ่มดังนี้

1.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ ได้แก่ธาตุโลหะ

2.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโคเวเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาข่าย

3.   กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์

 

About these ads

ใส่ความเห็น

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / เปลี่ยนแปลง )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / เปลี่ยนแปลง )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / เปลี่ยนแปลง )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / เปลี่ยนแปลง )

Connecting to %s