2.1 แบบจำลองอะตอม

แบบจำลองอะตอมของจอร์น ดอลตัน 

                ในปี พ.ศ. 2346 (ค.ศ. 1803) จอห์น ดอลตัน (John Dalton) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอม

เพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารก่อนและหลังทำปฏิกิริยา รวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบ ซึ่งสรุปได้ดังนี้

1. ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็กๆหลายอนุภาคเรียกอนุภาคเหล่านี้ว่า “อะตอม” ซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายไม่ได้

2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน แต่จะมีสมบัติ แตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น 

3. สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่งชนิดทำปฏิกิริยา เคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ 

จอห์น ดอลตัน ชาวอังกฤษ เสนอทฤษฎีอะตอมของดอลตัน 

- อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุด แบ่งแยกอีกไม่ได้

- อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน

- อะตอมต้องเกิดจากสารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ชนิดขึ้นไปมารวมตัวกันทางเคมี

ทฤษฎีอะตอมของดอลตันใช้อธิบายลักษณะและสมบัติของอะตอมได้เพียงระดับหนึ่ง แต่ต่อมานักวิทยาศาสตร์ค้นพบข้อมูลบางประการที่ไม่สอดคล้องกับทฤษฎีอะตอมของ ดอลตัน เช่น พบว่าอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจมีมวลแตกต่างกันได้   

ลักษณะแบบจำลองอะตอมของดอลตัน

แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

                ในปลายคริสต์ศตวรรษที่ 19 ได้มีการค้นพบรังสีชนิดหนึ่ง ซึ่งเรียกว่า รังสีแคโทด (cathode ray) ที่ได้จากการทดลองของนักวิทยาศาสตร์ชื่อ Julius Plicker ซึ่งใช้หลอดแก้วที่สูบอากาศออก และมีอิเล็กโตรด 2 อันอยู่คนละข้าง (แอโนดเป็นขั้วไฟฟ้าบวก และแคโทดเป็นขั้วไฟฟ้าลบ) ของหลอดแก้ว และต่อไปยังไฟฟ้าที่มีศักย์สูง ทำให้เกิดรังสีขึ้นภายในหลอดแก้ว เรียกว่า รังสีแคโทด และในปี 1897 ได้มีผู้ทำการทดลองเกี่ยวกับรังสีแคโทดนี้ โดยค้นพบว่ามีอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าลบ ซึ่งต่อมาเรียกว่า "อิเล็กตรอน" จากรังสีแคโทด เขาผู้นี้คือ เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน ( Sir Joseph John Thomson ) ดังนั้นความเชื่อที่เข้าใจกันว่าอะตอมแบ่งแยกอีกไม่ได้ จึงไม่ถูกต้องอีกต่อไป และ ทอมสันได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นใหม่ ดังนี้ "อะตอมมีลักษณะเป็นรูปทรงกลมประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุบวก และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุไฟฟ้าลบ อะตอมโดยปกติอยู่ในสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้า ซึ่งทำให้ทั้งสองประจุนี้มีจำนวนเท่ากันและกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอภายในอะตอม โดยมีการจัดเรียงที่ทำให้อะตอมมีสภาพเสถียรมากที่สุด" ดังรูป

แต่แบบจำลองอะตอมของทอมสันนี้ยังไม่สามารถอธิบายข้อสงสัยบางอย่างได้ เช่น ประจุไฟฟ้าบวก อยู่กันได้อย่างไรในอะตอม และ ไม่สามารถอธิบายคุณสมบัติอื่นๆของอะตอม ตัวอย่างเช่น สเปกตรัมที่แผ่ออกมาจากธาตุ จึงมีนักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาค้นคว้าและทดลองเพื่อหาข้อเท็จจริงต่อมา และปัจจุบันก็ได้ทราบว่าแบบจำลองนี้ไม่ถูกต้อง

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

เออร์เนสต์ รัทเธอร์ฟอร์ด (Ernest Rutherford) ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา ( นิวเคลียสของอะตอมฮีเลียม ) ไปที่แผ่นโลหะบาง ในปี พ.ศ.2449 และพบว่าอนุภาคนี้ สามารถวิ่งผ่านได้เป็นจำนวนมาก แต่จะมีเพียงส่วนน้อยที่เป็นอนุภาคที่กระเจิง ( การที่อนุภาคเบนจากแนวการเคลื่อนที่จากที่เดิมไปยังทิศทางต่างๆกัน ) ไปจากแนวเดิมหรือสะท้อนกลับทางเดิม

จากการทดลองนี้ รัทเธอร์ฟอร์ดจึงได้เสนอแบบจำลองอะตอมว่า " อะตอมมีลักษณะโปร่ง ประกอบด้วยประจุไฟฟ้าบวกที่รวมกันอยู่ที่ศูนย์กลางเรียกว่า นิวเคลียส ซึ่งถือว่าเป็นที่รวมของมวลเกือบทั้งหมดของอะตอม โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบๆนิวเคลียสด้วยระยะห่างจากนิวเคลียสมาก เมื่อเทียบกับขนาดของนิวเคลียส และระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนเป็นที่ว่างเปล่า"

แต่แบบจำลองนี้ยังมีข้อกังขาที่ยังไม่สามารถหาคำตอบได้คือ

1.อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยมีความเร่งจะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา ทำให้พลังงานจลน์ลดลง ทำไมอิเล็กตรอนวิ่งวนรอบนิวเคลียสตามแบบจำลองของรัทเธอร์ฟอร์ด จึงไม่สูญเสียพลังงาน และไปรวมอยู่ที่นิวเคลียส

2. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัว เมื่อวิ่งวนรอบนิวเคลียสจะจัดการเรียงตัวอย่างไร

3. ประจุบวกที่รวมกันอยู่ในนิวเคลียส จะอยู่กันได้อย่างไร ทั้งๆที่เกิดแรงผลัก

 แบบจำลองอะตอมของโบร์

จากความรู้เรื่องสเปกตรัม นีลส์ บอห์ร ได้เสนอแบบจำลองขึ้นมาใหม่โดยปรับปรุงแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด เพื่อให้เห็นลักษณะของอิเล็กตรอนที่อยู่รอบ ๆ นิวเคลียส เป็นวงคล้ายกับวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ 

สรุปแบบจำลองอะตอมของบอห์ร 

1. อิเล็กตรอนจะอยู่เป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นเรียกว่า “ ระดับพลังงาน ”

2. แต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุได้ดังนี     

                         จำนวนอิเล็กตรอน = 2n2

3. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน ( Valence electron ) จะเป็นอิเล็กตรอนทีเกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้ 

4. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงใน อยู่ใกล้นิวเคลียสจะเสถียรมาก เพราะประจุบวกจากนิวเคลียสดึงดูด

เอาไว้อย่างดี ส่วนอิเล็กตรอนระดับพลังงานวงนอกจะไม่เสถียรเพราะนิวเคลียสส่งแรงไปดึงดูดได้น้อยมาก จึงทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้หลุดออกจากอะตอมได้ง่าย

5. ระดับพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก

6. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน ไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจเปลี่ยนข้ามระดับพลังงานก็ได้

สรุปการเกิดสเปกตรัม

1. การตรวจหาสเปกตรัม ถ้าเป็นสารประกอบทำโดย การเผาสารประกอบถ้าเป็นก๊าซทำโดย นำก๊าซมาบรรจุในหลอดแก้ว แล้วปรับความดันให้ต่ำแล้วใช้พลังงานไฟฟ้าแทนการเผา

2. สีเปลวไฟ หรือสเปกตรัม เกิดจากสาเหตุเดียวกัน ข้อแตกต่าง คือ

สีเปลวไฟ เป็นสีที่มองจากตาเปล่า จะเห็นเป็นสีเดียว ซึ่งเป็นสีที่เด่นชัดที่สุด

สีสเปกตรัมเป็นสีที่ใช้เครื่องมือ สเปกโตรสโคป ส่องดูเปลวไฟ จะเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมหลายเส้น และความเข้มมากที่สุดจะเป็นสีเดียวกันกับสีของเปลวไฟ

3. สีของเปลวไฟ หรือสีของสเปกตรัมเป็นสีที่เกิดที่เกิดจากส่วนที่เป็นไอออนของโลหะ หรือไอออนบวกนั่นเอง ดังเช่น

          Li+ สีแดง , Na+ สีเหลือง , K+ สีม่วง , Ca2+ สีแดงอิฐ ,

          Ba2+ สีเขียวอมเหลือง , Cu2+ สีเขียว

4. ธาตุแต่ละธาตุมีเส้นสเปกตรัมเป็นลักษณะเฉพาะตัวไม่ซ้ำกัน ดังรูป

การจัดอิเล็กตรอนในอะตอม จากการศึกษาแบบจำลองอะตอมของบอห์ร ทำให้ทราบว่า การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ

ระดับพลังงาน(n) จำนวนอิเล็คตรอนที่มีได้สูงสุด 

n = 1 2

n = 2 8

n = 3 18

n = 4 32

n = 5 50

n = 6 72

n = 7 98

เวเลนซ์อิเล็กตรอน คือ จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดหรือสูงสุด ของแต่ละธาตุจะมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 8

การจัดอิเล็กตรอน มีความสัมพันธ์กับการจัดหมู่และคาบอย่างไร

1. เวเลนซ์อิเล็กตรอน จะตรงกับเลขที่ของหมู่ ดังนั้น ธาตุที่อยู่หมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน

2. จำนวนระดับพลังงาน จะตรงกับเลขที่ของคาบ ดังนั้น ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น 35Br มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนดังนี้ 2 , 8 , 18 , 7 ดังนั้น Br จะอยู่ในหมู่ที่ 7 เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 7 และอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจำนวนระดับพลังงาน 4

หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน

1. จะต้องจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าในระดับพลังงานต่ำสุดให้เต็มก่อน จึงจัดให้อยู่ระดับพลังงานถัดไป

2. เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกิน 8 ไม่ได้

3. จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดเข้าไปของธาตุในหมู่ IA , IIA เท่ากับ 8 ส่วนหมู่ IIIA – VIIIA เท่ากับ 18

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก แบบจำลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้นสเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดี แต่ไม่สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ จึงได้มีการศึกษาเพิ่มเติม โดยใช้ความรู้ทางกลศาสตร์ควันตัม สร้างสมการเพื่อคำนวณหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆ จึงสามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของธาตุได้ถูกต้องกว่าอะตอมของโบร์ ลักษณะสำคัญของแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอกอธิบายได้ดังนี้

1. อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็วตลอดเวลาด้วยความเร็วสูง ด้วยรัศมีไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่างๆ ปรากฏการณ์แบบนี้นี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่น จะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง

2. การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอาจเป็นรูปทรงกลมหรือรูปอื่น ๆ ขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน แต่ผลรวมของกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนทุกระดับพลังงานจะเป็นรูปทรงกลม

รูปทรงต่างๆของกลุ่มหมอกอิเล็กตรอน จะขึ้นอยู่กับระดับพลังงานของอิเล็กตรอน การใช้ทฤษฎีควันตัม จะสามารถอธิบายการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส ได้ว่าอิเล็กตรอนจัดเรียงตัวเป็นออร์บิทัล(orbital) ในระดับพลังงานย่อย s , p , d , f แต่ละออร์บิทัล จะบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่ ดังนี้

           s – orbital มี 1 ออร์บิทัล หรือ 2 อิเล็กตรอน

           p – orbital มี 3 ออร์บิทัล หรือ 6 อิเล็กตรอน

           d – orbital มี 5 ออร์บิทัล หรือ 10 อิเล็กตรอน

           f – orbital มี 7 ออร์บิทัล หรือ 14 อิเล็กตรอน

          แต่ละออร์บิทัลจะมีรูปร่างลักษณะแตกต่างกัน ขึ้นอยู่กับการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในออร์บิทัล และระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนั้นๆ เช่น

           s – orbital มีลักษณะเป็นทรงกลม

           p – orbital มีลักษณะเป็นกรวยคล้ายหยดน้ำ ลักษณะแตกต่างกัน 3 แบบ ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน 3 ออร์บิทัล คือ Px , Py , Pz

           d – orbital มีลักษณะและรูปทรงของกลุ่มหมอก แตกต่างกัน 5 แบบ ตามจำนวนอิเล็กตรอนใน 5 ออร์บิทัล คือ dx2-y2 , dz2 , dxy , dyz , dxz  

ที่มา : http://www.scimath.org

https://web.ku.ac.th