โครงสร้างอะตอมและระบบพีริออดิก จำทำโดย นายธนิต เย็นใจชื้น ปวค56/2 วิทยาการคอมพิวเตอร์ รหัส055650201079-7 นางสาววรางคณา นันชนะ ปวอ.59/2 วิทยาศาสตร์และเทคโนโลยีการอาหาร รหัส 125950704073-2 นางสาวอินธิรา เอิบผักแว่น ปวอ.59/2 วิทยาศาสตร์และเทคโนโลยีการอาหาร รหัส 125950704078-1 นายธนากร รุ่งสาง ปวอ.59/2 วิทยาศาสตร์และเทคโนโลยีการอาหาร รหัส 125950704089-8 นางสาวสุชานาถ นาคะปักษัณ ปวอ.59/2 วิทยาศาสตร์และเทคโนโลยีการอาหาร รหัส 125950704093-0 นางสาวจุฑามาศ วงศ์ทองทิพย์ปวอ.59/2 วิทยาศาสตร์และเทคโนโลยีการอาหาร รหัส 125950704095-5

2. โครงสร้างอะตอม
(The Atomic Structure)

3. โครงสร้างอะตอม (The Atomic
Structure)
 1 อนุภาคมูลฐานของอะตอม จากการศึกษาเกี่ยวกบั โครงสร้างของ
อะตอม โดยมีขอ้ มูลต่าง ๆ จากการทดลองมาสนับสนุน สรุปได้ว่า
อะตอมประกอบด้วยอนุภาคพื้นฐานที่สาคัญ 3 ชนิด คือ อิเล็กตรอน
(electron) โปรตอน (proton) และนิวตรอน (neutron) ที่
อนุภาคโปรตอนมีประจุบวก (+)อนุภาคอิเล็กตรอนมีประจุลบ ( - ) และ
อนุภาคนิวตรอนไม่มีประจุที่ ตรงกลางของอะตอมมีโปรตอนและนิวตรอน
อยู่ด้วยกันอย่างหนาแน่น เรียกบริเวณนี้ว่า นิวเคลียส (nucleus)
และมี อิเล็กตรอนเคลื่อนที่อยู่รอบ ๆ นิวเคลียสด้วยความเร็วสูงจึงมี
ลักษณะคล้ายกับ มีกลุ่มหมอกของประจุลบปกคลุมอยู่ โดยรอบ อะตอม
ของธาตุแต่ละชนิดจะมีจานวนโปรตอนเป็นค่าเฉพาะตวั เช่น อะตอมของ
ธาตุไนโตรเจน มีจานวน โปรตอนในนิวเคลียสเท่ากับ 7อนุภาค

4.  อนุภาค อะตอมของธาตุออกซิเจน มีจานวนโปรตอนในนิวเคลียสเท่ากับ 8
อนุภาค และโซเดียม มีจานวนโปรตอนในนิวเคลียสเท่ากับ 11อนุภาคเป็นต้น
เนื่องจากอะตอมของธาตุมีจานวนโปรตอน ในนิวเคลียสเท่ากับจานวน
อิเล็กตรอน อะตอมของธาตุจึงมีสมบัติเป็นกลางทางไฟฟ้า จานวนโปรตอนใน
นิวเคลียส เรียกว่า เลขอะตอม (atomic number) เขียนแทนด้วย
สัญลักษณ์ Z จานวน นิวตรอนในนิวเคลียสเรียกว่า เลขนิวตรอน เขียนแทน
ด้วย n ผลรวมของจานวนโปรตอนกับนิวตรอนซึ่งเป็น อนุภาคภายใน
นิวเคลียส คือจานวนนิวคลีออน เรียกว่า เลขมวล (mass number)
เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ A โดยทั่วไปการเขียนสัญลกัษณ์ของอะตอมของ
ธาตุต้องบอกเลขอะตอมและเลขมวลโดยเขียนเลขอะตอม (Z) ไว้มุม ล่าง
ด้านซ้าย และเขียนเลขมวล (A) ไว้มุมบนด้านซ้ายของสัญลักษณ์ของธาตุ ซึ่ง
สัญลักษณ์ดังกล่าวนี้เรียกว่า สัญลักษณ์นิวเคลียร์

5.  เมื่อ
 X คือ สัญลักษณ์ของธาตุ
 A คือ เลขมวล (mass number)
 Z คือ เลขอะตอม (atomic number)
 เช่น
 ธาตุโซเดียม มีจานวนโปรตอน (Z) = 11 มีจานวนนิวตรอน = A –
Z = 23 -11 = 12 มีจานวนอิเล็กตรอน = จานวนโปรตอน คือ
11 33
X
A
z
Na
23
11

6.  2. เลขอะตอม เลขมวลและไอโซโทป ไอโซโทป (isotope) หมายถึง
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน ที่มีเลขอะตอม (Z) เท่ากนั แต่เลขมวล(A) ไม่
เท่ากัน เช่น ออกซิเจนมี 3 ไอโซโทป คือ
O O O
 ไอโซโทน (isotone) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกนั ที่มีจา นวน
นิวตรอนเท่ากัน แต่จานวนโปรตอน ต่างกันจึงทา ให้เลขอะตอมและเลขมวลไม่
เท่ากนั เช่น
K กับ Ca มีนิวตรอนเท่ากันคือ20
16
8
17
8
18
8
39
19
40
20

7.  ไอโซบาร์ (isobar) หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลข
มวลเท่ากัน แต่เลขอะตอมต่างกัน เช่น
C กับ N พื้นฐานโครงสร้างอะตอม จาก
โครงสร้างของอะตอม
14
6
14
7

8. 3. แบบจาลองอะตอม
เนื่องจากอะตอมมีขนาดเล็กมากการศึกษาเกี่ยวกับอะตอมจึงเป็นการสันนิษฐาน
โดยอาศัยข้อมูลจากการทดลอง มาสร้างแบบจาลองของอะตอมขึ้น ดังนั้นแบบจาลอง
ของอะตอม จึงมีการเปลี่ยนแปลงมาเรื่อยๆ จนถึงปัจจุบัน
ในปี พ.ศ. 2347 จอห์น ดอลตัน (John Dalton) นกัวิทยาศาสตร์ชาวอ
งักฤษ ได้เสนอทฤษฎีอะตอมขึ้น โดยอาศัยข้อมูลจากการทดลอง ซึ่งสรุปได้ดังนี้สารแต่
ละชนิดประกอบดว้ยอนุภาคเล็ก ๆ ซึ่งไม่สามารถแบ่งแยกได้อีกเรียกว่าอะตอม อะตอม
จะทาให้สูญหาย หรือทาให้เกิดขึ้นใหม่ไม่ได้อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีสมบัติ
เหมือนกันและสมบัติแตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น ดังนั้นแบบจาลองอะตอมตาม
ทฤษฎีของดอลตันคือ อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม มีขนาดเล็กมากและไม่สามารถ
แบ่งแยกได้อีกดัง

9. แบบจาลองอะตอมของทอมสัน
ในปี พ.ศ. 2440 เซอร์ โจเซฟ จอห์น ทอมสัน (Sir Joseph John
Thomson) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้สนใจปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นในหลอด
รังสีแคโทดจึงได้ใช้หลอดรังสีแคโทดศึกษารังสีแคโทดจากผลการทดลองของทอมสัน
และนักวิทยาศาสตร์คนอื่น ๆ ทาให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมขึ้น เขาจึงได้เสนอ
แบบจาลองของอะตอมว่า อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม ประกอบด้วยโปรตอน ซึ่งมี
ประจุบวก และอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่าเสมอ และในอะตอมที่
เป็นกลางทางไฟฟ้า จะมีจานวนโปรตอนเท่ากับจานวนอิเล็กตรอนเสมอ

10. แบบจาลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
ในปี พ.ศ. 2454 ลอร์ด เออร์เนส รัทเทอร์ฟอร์ด ฮันส์ ไกเกอร์ และเออร์เนสต์ มาร์เดน ได้ทาการ
ทดลองร่วมกัน ที่ประเทศอังกฤษ ในการทดลองรัทเทอร์ฟอร์ดได้ใช้อนุภาคแอลฟายิงไปยังแผ่นโลหะ
ทองคาบาง ๆ และใช้ฉากเรืองแสง ซึ่งฉาบไว้ด้วยซิงก์ซลัไฟด์เป็นฉากรับอนุภาคแอลฟา เพื่อ
ตรวจสอบว่าอนุภาคแอลฟาวิ่งไปทางทิศใดบ้าง จากการทดลองพบว่า อนุภาคแอลฟาส่วนใหญ่
เดินทางเป็นเส้นตรงผ่านทะลุแผ่นทองคา ได้มีบางอนุภาคที่เบนออกจากเส้นทางเดิม และบาง
อนุภาคซึ่งน้อยมากจะสะท้อนกลับ จากเส้นทางเดิม เมื่อกระทบกับแผ่นทองคาทราบได้เพราะ
อนุภาคแอลฟากระทบฉากก็จะเห็นแสงเรืองขึ้น จากการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดไม่สามารถใช้
แบบจาลองอะตอมของทอมสันอธิบายได้เพราะตามแบบจาลองอะตอมของทอมสันในอะตอมของ
แผ่นทองคา จะมีโปรตอน และอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั้งอะตอม

11. ดังนั้นถ้าแบบจา ลองอะตอมของทอมสันถูกต้อง เมื่อยิงอนุภาคแอลฟาซึ่งมีประจุ
บวกเข้าไปในอะตอมของแผ่นทองคา อนุภาคแอลฟาจะผลักกับโปรตอนซึ่งมีประจุบวก
เหมือนกัน และควรจะเบนจากเส้นตรงเพียงเล็กน้อยเพื่ออธิบายผลการทดลอง
รัทเทอร์ฟอร์ดจึงได้เสนอแบบจา ลองอะตอมขึ้นมาใหม่ดังนี้คืออะตอมประกอบดว้ย
โปรตอนซึ่งรวมกัน เป็นนิวเคลียสอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็กมากแต่มีมวลมาก
และมีประจุบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบ และมีมวลน้อยวิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียสเป็น
บริเวณกว้างดังภาพ

12. แบบจ าลองอะตอมของโบร์
จากการทดลองของรัทเทอร์ฟอร์ดและการค้นพบนิวตรอนของแซควิก ทาให้ทราบ
ว่าโปรตอนและนิวตรอนรวมกัน อยู่ในนิวเคลียสของอะตอม แต่ยังไม่ทราบว่าการจัดเรียง
อิเล็กตรอนในอะตอมเป็นอย่างไรในการศึกษาโครงสร้างของอะตอม เพื่อตอ้งการทราบ
ว่าอิเล็กตรอนที่อยู่ รอบนิวเคลียสนั้นอยู่ในลักษณะใด นักวิทยาศาสตร์ได้ศึกษาเปลว
ไฟจากการเผาสารต่าง ๆ และศึกษาสเปกตรัมโดยเครื่องมือที่เรียกว่า สเปกโทรสโกป
จากผลการทดลองที่ไดจ้ากการเผาสาร นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามนาแบบจาลองเก่า ๆ
มาอธิบายแต่ไม่สามารถอธิบายผลการทดลองได้จึงสร้างสมมติฐานเกี่ยวกบัแบบจาลอง
อะตอมขึ้นมาใหม่ เพื่อให้อะตอมมีโครงสร้างที่สามารถถ่ายเทพลังงานโดยอะตอม
ประกอบด้วยโปรตอน และนิวตรอนรวมกันเป็นนิวเคลียส และมีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่รอบ ๆ
นิวเคลียสอิเล็กตรอนที่วิ่งรอบนิวเคลียสมีระดับพลังงานได้มากกว่า 1 ค่าอิเล็กตรอนที่วิ่ง
รอบนิวเคลียสจะเคลื่อนที่อยู่ในระดับพลังงานใด ขึ้นอยู่กับค่าพลังงานของอิเล็กตรอนตัว
นั้นๆ

13. จากความรู้เรื่องสเปกตรัม ทาให้นิลส์โบร์นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก ได้เสนอ
แบบจาลองอะตอมขึ้นใหม่โดยขยายแบบจาลองของรัทเทอร์ฟอร์ดดังนี้อะตอม
ประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอนรวมกันเป็นนิวเคลียส และมีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่ในวง
โคจรที่เป็นวงกลมมีรัศมี rรอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ หรือเป็นระดับพลงังานที่มีค่าพลงังาน
เฉพาะค่าหนึ่งคล้าย ๆ กบัวงโคจรของดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์เขาเรียกวงโคจรของ
อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดและมีพลงังานต่า ที่สุดว่าชั้น K และเรียกวงโคจร
ที่ถัดออกมา ซึ่งมีระดับพลงังานสูงขั้นว่า ชั้น L , M , N , O ... ตามลาดับ แต่ใน
ปัจจุบันเรียกชั้น K , L , M , ... ว่า ระดับ พลงังาน n = 1 , n = 2 , n = 3
ตามลาดับ

14. แบบจำลองอะตอมกลุ่มหมอก
แบบจาลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้นสเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดี แต่ไม่
สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้ จึงได้มีการศึกษาเพิ่มเติมทาง
กลศาสตร์ควอนตัมแล้วสร้างสมการสาหรับใช้คานวณ โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในระดับ
พลังงานต่างๆ ขึ้นมาจนได้แบบจาลองใหม่ ที่เรียกว่าแบบจาลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก ซึ่งมี
รายละเอียดดังนี้
อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็ว ด้วยรัศมีไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอก
ตาแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่าง ๆ
ปรากฏการณ์แบบนี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่น
จะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง
การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอาจเป็นรูปทรงกลมหรือรูปอื่น ๆ ขึ้นอยู่กับระดับ
พลังงานของอิเล็กตรอน แต่ผลรวมของกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนทุกระดับพลังงาน
จะเป็นรูปดังภาพ

15. อิเล็กตรอนในอะตอม
1. สมบัติของคลื่น
คลื่นอาจหมายถึงการสั่นสะเทือนที่มาจากการส่งผ่านพลงังาน อัตราเร็วของคลื่น
ขึ้นกับประเภทของคลื่นและธรรมชาติของตัวกลางที่คลื่นเดินทางผ่าน การเคลื่อนที่ของ
คลื่นมีลักษณะเป็นคาบโดยรูปแบบของคลื่นจะซ้าเป็นช่วงเท่ากัน ระยะทางระหว่างจุด
ยอดของคลื่น 2ลูกที่ติดกันเรียกว่า ความยาวคลื่น λ (λ อ่านว่า แลมป์ ดา) มีหน่วยเป็น
นาโนเมตร (nm) ไมโครเมตร (um) และเซนติเมตร (cm) ส่วนความถี่ หมายถึง
จานวนคลื่นที่ผ่านจุดจุดหนึ่งในเวลา 1วินาทีใช้หน่วยวัดเฮิรตซ์(Hz) ซึ่ง 1 Hz = 1
รอบต่อวินาที คลื่นที่มีความถี่สูง ความยาวคลื่นสั้นจะมีจานวนคลื่นมากในทางตรงกัน
ข้าม คลื่นที่มีความยาวคลื่นยาว ความถี่ต่าจานวนคลื่นจะน้อย

16. 2.การแผ่รังสีแม่เหล็กไฟฟ้า
การแผ่รังสีหมายถึงการเปล่งและส่งพลังงานผ่านที่ว่างในรูปของคลื่น คลื่นมีหลาย
ชนิดเช่น คลื่นแสงคลื่นเสียงคลื่นน้า ในปีค.ศ. 1873 เจมส์ แมกซ์เวลล์ (James
Maxwell) เสนอว่า แสงในช่วงที่มองเห็นได้(visible light)ประกอบด้วยคลื่น
แม่เหล็กไฟฟ้า (electromagnetic wave) คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า ประกอบด้วย
ส่วนสนามไฟฟ้าและส่วนสนามแม่เหล็ก ซึ่งมีความยาวคลื่นและความถี่เดียวกัน
เคลื่อนที่ไปในทิศทางเดียวกันด้วยอัตราเร็วเท่ากัน แต่ในระนาบที่ตั้งฉากกัน การแผ่รังสี
แม่เหล็กไฟฟ้า (electromagnetic radiation) หมายถึงการเปล่งพลังงาน
ในรูปของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

17. 3. ทฤษฎีควอนตัมของพลังก์
จากความจริงที่ว่า เมื่อของแข็งได้รับความร้อนที่อุณหภูมิต่างๆ จะเปล่งรังสี
ออกมาโดยมีความยาวคลื่นครอบคลุมช่วงกว้างช่วงหนึ่ง ปริมาณพลังงานของรังสีที่
เปล่งออกมาขึ้นกับความยาวคลื่นของรังสีนั้น ซึ่งอธิบายโดยใช้ทฤษฎีคลื่น และกฎ
ทางเทอร์มอไดนามิกส์ซิโนกฟิสิกส์สมัยนั้น เชื่อว่าอะตอม และโมเลกุลสามารถเปล่ง
(หรือดูดกลืน) พลังงานจากรังสีในปริมาณเท่าใดก็ได้และตามทฤษฎีคลื่นแสงของ
แมกซ์เวลล์ถือว่าปริมาณพลังงานของแสง ขึ้นอยู่กับความกว้างของช่วงคลื่น
(amplitude)ของสนามไฟฟ้าและสนามแม่เหล็ก ในปีค.ศ.1900 มักซ์พลังก์
(Max Planck) ได้เสนอ ทฤษฎีควอนตัมว่าอะตอมและโมเลกุลสามารถเปล่ง
(หรือดูดกลืน)พลังงานได้เฉพาะบางค่าเท่านั้น และพลังงานนี้มีลักษณะคล้ายกับ
เป็นกลุ่มก้อน เปล่งออกมาในรูปของรังสีแม่เหล็กไฟฟ้า ซึ่งเรียกว่า ควอนตัม
(quantum) หรือโฟตอน (photon) ควอนตัม มีขนาดต่าง ๆ กัน ขึ้นอยู่กับ
ความถี่ของรังสี ( แสง ) ความเข้มของแสง (intensity) หมายถึงจานวนโฟตอน
ที่มีอยู่ในคลื่นแสงนั้นๆ ถ้ามีจานวนโฟตอนมากแสงนั้น จะมีความเข้ม สูงถ้ามี
จานวนโฟตอนน้อยแสงนั้น จะมีความเข้มต่าแสงที่มีความเข้มสูงเมื่อเกิดอนัตรกิริยา
(interaction) กับอะตอมหรือสารจะให้สเปกตรัมที่มีความเข้ม สูง

18. 4. ปรากฏการณ์โฟโตอิเล็กทริก
ปรากฏการณ์โฟโตอิเล็กทริก หมายถึง ปรากฏการณ์ที่อิเล็กตรอนในอะตอมของ
สสารถูกปลดปล่อยออกมาเมื่อสสารดูดซับคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า (คลื่นแสง) เช่น คลื่น
อัลตราไวโอเลตคลื่นรังสีเอกซ์ เป็นต้น อิเล็กตรอนที่หลุดออกมา เรียกว่า โฟโตอิเล็กตรอน
ปรากฏการณ์นี้จะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อมีคลื่นแสงที่มีความถี่สูงกว่าค่าความถี่ขีดเริ่มของ
โลหะ มาตกกระทบบนผิวโลหะ โดยที่โฟตอนจะถูกดูดซับเอาไว้ และอิเล็กตรอนจะถูก
ปลดปล่อยออกมาซึ่งสังเกตได้จากการพบว่ามีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้น หากคลื่นที่มาตก
กระทบมีความถี่ต่ากว่าค่าความถี่ขีดเริ่มของโลหะ ไม่ว่าความเข้มของคลื่นแสงจะมีค่า
มากเท่าใดก็ตาม จะไม่ทาให้เกิดโฟโตอิเล็กตรอนได้ เพราะพลังงานที่อิเล็กตรอนได้รับไม่
มากพอที่จะชนะพลังงานยึดเหนี่ยวภายในผลึกโลหะ (ฟังก์ชันงาน)

19. สมการของไอน์สไตน์เกี่ยวกับปรากฏการณ์โฟโตอิเล็กทริก เป็นดังนี้
หรือ
เมื่อ
คือ ความถี่ของโฟตอน, คือ ความถี่ขีดเริ่ม,
h คือ ค่าคงที่ของพลังค์, K.E.max คือ พลังงานจลน์สุงสุดของโฟโตอิเล็กตรอน,
คือ พลังงานควอนตัม, คือ ฟังก์ชันงาน,
e คือ ประจุของอิเล็กตรอน, V0 = ค่าสูงสุดของความต่างศักย์ต่อต้าน

20. 5. สเปกตรัมอะตอม
1. สเปกตรัมแบบต่อเนื่อง (continuous spectrum) เป็นสเปกตรัมที่มีความยาวคลื่น
ต่อเนื่องกัน เป็นช่วง ๆ เช่นสเปกตรัมของแสงสีขาวจากดวงอาทิตย์เมื่อผ่านเข้าไปใน
ปริซึมจะถูกแยกออกมาเป็น 7 สี ที่มีความยาวคลื่นต่อเนื่องกัน ตั้งแต่400-800 นาโนเมตร
สเปกตรัมต่อเนื่องเกิดจากการเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนในโมเลกุล
2. สเปกตรัมเส้น (line spectrum) เป็นสเปกตรัมที่มีความยาวคลื่นเฉพาะของแต่ละธาตุ
สเปกตรัมเส้นเป็นสมบัติเฉพาะตัวของธาตุจึงใช้บอกว่า ธาตุนั้น เป็นธาตุอะไร

21. 6. ทฤษฎีของโบร์กับไฮโดรเจนอะตอม
ในปี ค.ศ. 1913 นิลส์โบร์ (Neils Bohr) ได้กล่าวว่า พลงังานของอิเล็กตรอน
ถูกทา ให้เป็นควอนตัมอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่อยู่ในระดับพลังงานหรือวงโคจร ในสภาพ
ปกติอิเล็กตรอนจะไม่ปล่อยพลังงานแต่อิเล็กตรอนจะปล่อยพลังงาน เมื่อเปลี่ยนระดับ
พลงังาน จากระดับ พลงังานสูงไปสู่ระดับ พลงังานต่า ถ้าอะตอมรับพลงังานจาก
ภายนอกเข้าไว้อิเล็กตรอนจะเปลี่ยนไปอยู่ในระดับพลงังานสูง เมื่อกลับมาสู่ระดับ
พลังงานต่ากว่าก็จะปล่อยพลังงานออกมาจานวนหนึ่ง ซึ่งทา ให้เกิดเส้นสเปกตรัมที่มี
ความยาวคลื่นเฉพาะ พลังงานที่ปล่อยออกมามีค่าเท่ากับผลต่างระหว่างพลังงานสอง
ระดับ ที่เกี่ยวข้องกัน

22. 7. หลักความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์ก (Heisenberg uncertainty
principle)
ทฤษฎีของโบร์ไม่สามารถอธิบายสเปกตรัมของการเปล่งแสงของอะตอมที่มี
อิเล็กตรอนมากกว่า 1อิเล็กตรอน เช่น ฮีเลียม (He) ลิเทียม (Li) ได้ และอีกปัญหา
หนึ่งคือ ไม่สามารถระบุตาแหน่งของคลื่นที่แน่ชัดได้เนื่องจากคลื่นจะขยายไปทั่วบริเวณ
เวอร์เนอร์ ไฮเซนเบิร์ก (Werner Heisenberg, 1901-1976) เสนอหลัก
ความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์กว่า เป็นไปไม่ได้ที่จะทราบค่าที่แน่นอนทั้งโมเมนตัม และ
ตาแหน่งของอนุภาคพร้อมกันเขียนเป็นสมการเชิงคณิตศาสตร์

23. เลขควอนตัม
1) เลขควอนตัมหลัก (principal quantum, n) เลขที่แสดงระดับพลังงานหลักหรือ
แสดงถึงระยะห่างจากนิวเคลียสและระดับพลังงานของอิเล็กตรอน (หรือเรียกว่า
shell) โดย n มีค่า 1, 2, 3,… โดยถ้าn = 1 จะอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดและมี
ค่าพลังงานต่าที่สุดซึ่งก็สอดคล้องกับทฤษฎีของโบร์ n ยิ่งมีค่ามาก อิเล็กตรอนยิ่งมี
ระดับพลังงานอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากออร์บิทัลนั้นก็มีขนาดใหญ่ขึ้นด้วย นอกจากนี้ค่า
nเป็น 1, 2, 3, ….แทนระดับพลังงงาน 1, 2, 3, … และแทนด้วยตัวอักษร K, L,
M … ตามลาดับ และเรียกพลังงานหลักหรือเชลล์ (main level หรือ main
shell)

24. 2) เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม (angular momentum quantum, l) เลข
ควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม บอกถึงโมเมนตัมเชิงมุมสาหรับการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบ
นิวเคลียส กล่าวคือ ถ้า l มีค่าสูงแสดงว่า อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ด้วยโมเมนตัมเชิงมุมสูง และมี
พลังงานสูงด้วย อีกนัยหนึ่งคือเลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม บอกรูปร่างของออร์บิทัลที่
อิเล็กตรอนนั้นครอบครองอยู่ ค่า l ขึ้นกับเลขควอนตัมหลัก n ดังนี้l เป็นจานวนเต็มมีค่า
ตั้งแต่ 0, 1, 2, …… ถึง (n-1) กล่าวคือ
ถ้า n = 1 l จะมีค่าได้ 1 ค่า คือ 0
ถ้า n = 2 l จะมีค่าได้ 2 ค่า คือ 0 และ 1
ถ้า n = 3 l จะมีค่าได้ 3 ค่า คือ 0, 1 และ 2
ถ้า n = n l จะมีค่าได้ 0, 1, 2, 3,…… (n-1)
ค่า l ต่างๆ มักระบุเป็นตัวอักษร s, p, d … แทน ดังนี้
เมื่อ l = 0 ตรงกับระดับย่อย s เรียกว่า s (sharp)
l = 1 ตรงกับระดับย่อย p เรียกว่า p (principle)
l = 2 ตรงกับระดับย่อย d เรียกว่า d (diffuse)
l = 3 ตรงกับระดับย่อย f เรียกว่า f (fundamental)

25. นั่นคือ ถ้า l = 0 เรียกว่า s-ออร์บิทัล ถ้า l = 1 เรียกว่า p-ออร์บิทัล เป็นต้น
ลาดับตัวอักษร s, p, d และ f มีความเป็นมาคือ นักฟิสิกส์ที่ศึกษาสเปกตรัม
เปล่งแสงของอะตอมพยายามหาความสัมพันธ์ระหว่างเส้นสเปกตรัมที่พบกับระดับ
พลังงานที่เกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลง สังเกตพบว่า สเปกตรัมบางเส้นมีลักษณะคมชัด
(sharp) บางเส้นมีลักษณะพร่า (diffuse) บางเส้นมีลักษณะเป็นเส้นเข้ม และ
นับเป็นเส้นหลัก (principal) ตัวอักษรนาหน้าชื่อสเปกตรัมในภาษาอังกฤษจึงถูกนา
มาใช้แทนระดับพลังงานหรือออร์บิทัล อย่างไรก็ตามหลังจากตัวอักษร d และต่อด้วย
อักษร f แล้ว สามารถระบุออร์บิทัลตามลาดับตัวอักษร กลุ่มออร์บิทัลที่มีเลขควอนตัม
หลัก n เท่ากัน เรียกว่า วงหรือชั้น (shell) ออร์บิทัลที่มีค่า n และ l ชุดเดียวกันมัก
เรียกว่าชั้นย่อยหรือระดับพลังงานย่อย (subshell)

27. 3. เลขควอนตัมแม่เหล็ก (magnetic quantum number, ml , m ) บอก
สมบัติในการจัดทิศทางของออร์บิทัลเมื่ออยู่ในสนามแม่เหล็กค่าของ ml อาจเป็นลบ ( - )
หรือ ศูนย์ หรือเป็นบวก (+) ก็ได้ โดยทั่วไปจะเขียนว่ามีค่าอยู่ระหว่าง -1 , 0 , + 1 หรือ
จะเขียนกลับกันเป็น +1 , 0 , -1 ก็ได้ แต่ต้องทาให้เหมือนกันทั้งชุด
(The magnetic quantum number denotes the energy levels
available within a subshell.)
จานวนค่าของ ml = (2l + 1) ค่า ให้สังเกตให้ดีว่า จานวนค่า
ของ ml กับค่าของ ml ไม่ใช่สิ่งเดียวกันคือจานวนค่าของ ml คิดมาจาก 2l +
1
เช่น ถ้า l คือ 1 จานวนค่าของ ml = 2(1) + 1 = 3 ค่า แต่ค่าของมันคือ -
1 , 0 , +1

28. 4ระดับพลังงานหลัก และระดับพลังงานย่อย
กำรจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงำน
อิเล็กตรอนในอะตอมที่อยู่ ณ ระดับพลังงาน (energy levels หรือ shell) จะมี
พลังงานจานวนหนึ่ง ส้าหรับอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานน้อยกว่าพวกที่
อยู่ไกลออกไป ยิ่งอยู่ไกลมากยิ่งมีพลังงานมากขึ้น โดยกาหนดระดับพลังงานหลักให้เป็น n ซึ่ง n
เป็นจ้านวนเต็มคือ 1, 2, … หรือตัวอักษรเรียงกันดังนี้คือ K, L, M, N, O, P, Q ตาม
ล้าดับ เมื่อ n = 1 จะเป็นระดับพลังงานต่าสุด หมายความว่า จะต้องใช้พลังงานมากที่สุดที่จะ
ดึงเอาอิเล็กตรอนนั้นออกจากอะตอมได้ จานวนอิเล็กตรอนที่จะมีได้ในแต่ละระดับพลังงานหลัก
ต้องเท่ากับหรือไม่เกิน 2n2 และจานวนอิเล็กตรอนในระดับนอกสุดจะต้องไม่เกิน 8 เช่น
____๘ระดับพลังงานที่หนึ่ง n = 1 (shell K) ปริมาณอิเล็กตรอนที่ควรมีอยู่ = 2(1)2 = 2
____๘ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(2)2 = 8
____๘ระดับพลังงานที่สาม (n = 3) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(3)2 = 18
____๘ระดับพลังงานที่สี่ (n = 4) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(4)2 = 32
____๘ระดับพลังงานที่ห้า (n = 5) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(5)2 = 50
____๘ระดับพลังงานที่หก (n = 6) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(6)2 = 72
____๘ระดับพลังงานที่เจ็ด (n = 7) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้ = 2(7)2 = 98

30. _จากการศึกษาสเปกตรัมของธาตุต่างๆ พบว่าในระดับพลังงานหลัก (n) ยังประกอบด้วย
ระดับพลังงานย่อยหรือเรียกว่า ซับเซลล์ (sub-levels หรือ sub-shells)
โดยก้าหนดเป็นสัญลักษณ์คือ s p d และ f ซึ่งในแต่ละระดับพลังงานย่อยจะมี
อิเล็กตรอนได้ไม่เท่ากันและมีพลังงานไม่เท่ากัน กล่าวคือ ระดับพลังงานย่อย s มี
พลังงานต่ากว่า p ต่ากว่า d ต่ากว่า f ตามล้าดับ ในระดับพลังงานย่อยยัง
ประกอบด้วยออร์บิทัล (orbital) ซึ่งในแต่ละออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2
อิเล็กตรอน ดังนี้
ระดับพลังงานย่อย s มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน มี 1 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย p มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 6 อิเล็กตรอน มี 3 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย d มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 10 อิเล็กตรอน มี 5 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย f มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 14 อิเล็กตรอน มี 7 ออร์บิทัล
ภายในระดับพลังงานหลักอันเดียวกันจะประกอบด้วยพลังงานย่อยเรียงล้าดับจาก
พลังงานต่าไปสูง คือ จาก s ไป p d และ f เช่น 3p สูงกว่า 3s ซึ่งเมื่อนามา
เรียงลาดับกันแล้ว พบว่ามีเฉพาะ 2 ระดับพลังงานแรกคือ n = 1 และ n = 2
เท่านั้น ที่มีพลังงานเรียงลาดับกัน แต่พอขึ้นระดับพลังงาน n = 3 เริ่มมีการซ้อนเกยกัน
ของระดับพลังงานย่อย ดังรูป

32. จากการศึกษาพบว่ากรณีของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนนั้นระดับพลังงานของ
3d จะใกล้กับ 4s มาก และพบว่า ถ้าบรรจุอิเล็กตรอนใน 4s ก่อน 3d พลังงานรวม
ของอะตอมจะต่า และอะตอมจะเสถียรกว่า ดังนั้นในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัล
แบบที่เสถียรที่สุด คือการจัดตามระดับพลังงานที่ต่าที่สุดก่อนทั้งในระดับพลังงานหลัก
และย่อย ซึ่งวิธีการจัดอิเล็กตรอนสามารถพิจารณาตามลูกศรในรูปที่ 1.8 โดยเรียงลาดับ
ได้เป็น 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p

33. ในการจัดอิเล็กตรอนอาจเขียนเป็นแผนภาพออร์บิทัลซึ่งแสดงสปินของอิเล็กตรอน
ด้วย ดังตัวอย่าง C มี z = 6 มีโครงแบบอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s2 2p2 ซึ่งการ
จัดแสดงสปินของอิเล็กตรอน
ในการบรรจุอิเล็กตรอนหรือการจัดเรียงอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลจะต้องยึดหลักใน
การบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งๆ ลงในออร์บิทัลที่เหมาะสมตามหลักดังต่อไปนี้
1) หลักของเพาลี (Pauli exclusion principle) กล่าวว่า “ไม่มี
อิเล็กตรอนคู่หนึ่งคู่ใดในอะตอมที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่เหมือนกันทุกประการ” นั่นคือ
อิเล็กตรอนคู่หนึ่งในออร์บิทัลจะมีค่า n, ℓ, mℓ เหมือนกันได้ แต่ต่างกันที่สปิน

34. 2) หลักของเอาฟ์ บาว (Aufbau principle) มีวิธีการดังนี้
2.1) สัญลักษณ์วงกลม O, หรือ _ แทน ออร์บิทัลลูกศร ↑↓ แทน อิเล็กตรอน 1 ตัว
ที่สปิน ขึ้น-ลง ↑↓ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ (paired electron) ↑ เรียกว่า
อิเล็กตรอนเดี่ยว (single electron)
2.2) บรรจุอิเล็กตรอนเข้าไปในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานต่าจนครบจานวนก่อน
3) กฎของฮุนด์ (Hund’s rule) กล่าวว่า “การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับ
พลังงานเท่ากัน (degenerate orbital) จะบรรจุในลักษณะที่ท้าให้มี
อิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้” ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานมากกว่า 1 เช่น
ออรฺบิทัล p และ d เป็นต้น

36. 4) การบรรจุเต็ม (filled configuration) เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มี
ระดับพลังงานเท่ากัน แบบเต็ม ครบ 2 ตัว ส่วนการบรรจุครึ่ง (half- filled
configuration) เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลแบบครึ่งหรือเพียง 1 ตัว
เท่านั้น ซึ่งการบรรจุทั้งสองแบบ (ของเวเลนซ์อิเล็กตรอน) จะทาให้มีความเสถียรมากกว่า
ตัวอย่างการบรรจุเต็ม เช่น

37. ตำรำงธำตุ

38. วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ
ภายหลังการค้นพบธาตุต่างๆ และศึกษาสมบัติของธาตุเหล่านี้ นักวิทยาศาสตร์ได้หา
ความสัมพันธ์ระหว่างสมบัติต่างๆ ของธาตุและนามาใช้จัดธาตุเป็นกลุ่มได้หลายลักษณะ ในปี
พ.ศ.2360 (ค.ศ. 1817) โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ
ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า ชุดสำม โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอม *เป็น
ค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ ตัวอย่างธาตุชุดสามของเดอเบอไรเนอร์ เช่น
Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li กับ K มีมวลอะตอม 23 ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของ
ธาตุ Li ซึ่งมีมวลอะตอม 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม 39 แต่เมื่อนาหลักของชุดสามไปใช้กับ
ธาตุกลุ่มอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน พบว่าค่ามวลอะตอมของ ธาตุกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของมวล
อะตอมของสองธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของเดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับในเวลาต่อมา
ในปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎในการจัดธาตุเป็น
หมวดหมู่ว่า ถ้ำเรียงธำตุตำมมวลอะตอมจำกน้อยไปมำกพบว่ำธำตุที่ 8 จะมีสมบัติ
เหมือนกับธำตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ
Li เป็นธาตุที่ 1 ธาตุที่ 8 จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุ Li ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้

40. ตำรำงธำตุในปัจจุบัน
ตารางธาตุที่ใช้อยู่ในปัจจุบันแบ่งธาตุในแนวตั้งออกเป็น 18 แถว โดยเรียกแถวใน
แนวตั้งว่า หมู่ ธาตุในแนวตั้งยังแบ่งเป็นกลุ่มย่อย A กับ B กลุ่ม A มี 8 หมู่ คือ IA ถึง
VIIIA หมู่ IA มีชื่อเรียกว่า โลหะแอลคำไล หมู่ IIA เรียกว่า โลหะแอลคำไลน์
เอิร์ท หมู่ VIIA เรียกว่า หมู่ธำตุแฮโลเจน และหมู่ VIIA เรียกว่า แก๊สเฉื่อยหรือ
แก๊สมีตระกูล กลุ่ม B มี 8 หมู่เช่นเดียวกันคือ IB ถึง VIIIB แต่ใน VIIIB จะ
มี 3 แถวธาตุกลุ่ม B ทั้งหมดเรียกว่ากลุ่ม ธำตุแทรนซิชัน
ธาตุที่อยู่ในแนวนอนมี 7 แถว แต่ละแถวจัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามลาดับ
และเรียกแถวในแนวนอนว่า คำบ จานวนธาตุในแต่ละคาบจะเป็นดังนี้คาบ
ที่ 1 มี 2 ธาตุ คาบที่ 2 และ 3 มีคาบละ 8 ธาตุ คาบที่ 4 และ 5 มีคาบละ 18 ธาตุ
คาบที่ 6 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม กลุ่มแรกมี 18 ธาตุ คือ Cs ถึง Rn กลุ่มที่สอง
มี 14 ธาตุ คือ Ce ถึง Lu และเรียกกลุ่มนี้ว่า กลุ่มธาตุ แลนทำไนด์ คาบ
ที่ 7 แบ่งเป็น 2 กลุ่ม กลุ่มแรกเริ่มจาก Fr เป็นต้นไปและมีการค้นพบเพิ่มขึ้นอยู่
ตลอดเวลา ส่วนกลุ่มหลังมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr ซึ่งมีชื่อเรียกว่า กลุ่มธาตุ แอกทิ
ไนด์

41. เมื่อพิจารณาการจัดอิเล็กตรอนของธาตุในตารางธาตุพบว่าธาตุในแนวตั้งที่อยู่ ในกลุ่มย่อย A
จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันและจานวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะตรงกับเลขหมู่ สาหรับ
ธาตุตามแนวนอนที่อยู่ในคาบเดียวกัน พบว่าธาตุในกลุ่มย่อย A มีจานวนระดับพลังงาน
เท่ากัน และจานวนระดับพลังงานจะตรงกับเลขที่คาบ เช่น
ธาตุ Na มีเลขอะตอมเท่ากับ 11 จัดอิเล็กตรอนเป็น
ซึ่งมีจานวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 1
ธาตุ K มีเลขอะตอมเท่ากับ 19 จัดอิเล็กตรอนเป็น
ซึ่งมีจานวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานเป็น 2 8 8 1
ดังนั้น ธาตุ Na และ K จึงอยู่ในหมู่ IL เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1
Na อยู่ในคาบที่ 3 เพราะมีจานวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 3
K จะอยู่ในคาบที่ 4 เพราะมีจานวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 4

42. การจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล s p d และ f ของธาตุในตารางธาตุนั้น ถ้าพิจารณ
จากออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงสุดที่มีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ในแต่ละ ธาตุสามารถแบ่งกลุ่มธาตุใน
ตารางธาตุได้ดังนี้คือ ธาตุกลุ่ม s ได้แก่ธาตุในหมู่ IA และ IIA กลุ่ม p ได้แก่ธาตุในหมู่
IIIA จนถึง VIIA และแก๊สเฉื่อย กลุ่ม d ได้แก่ธาตุในหมู่ IIIB จนถึง IIB ส่วนธาตุใน
กลุ่ม f ได้แก่กลุ่มธาตุแลนทาไนด์และแอกทิไนด์
จากการที่นักวิทยาศาสตร์ทาการศึกษาทดลองจนค้นพบธาตุเพิ่มขึ้นอีกหลายธาตุแต่ ยังไม่มีการ
กาหนดสัญลักษณ์ที่แน่นอน บางครั้งธาตุชนิดเดียวกันถูกค้นพบโดยนักวิทยาศาสตร์หลายคนจึง
ทาให้มีชื่อ เรียกแตกต่างกันองค์การนานาชาติทางเคมี (International Union of
Pure and Applied Chemistry, IUPAC) ได้ตกลงให้เรียกชื่อธาตุที่มีเลข
อะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไปตามระบบตัวเลขเป็นภาษาละตินและลงท้ายเสียงของชื่อธาตุเป็น -
ium เป็นชื่อเรียกสาหรับธาตุที่ยังไม่มีชื่อที่ยอมรับเป็นสากล
จานวนนับในภาษาละตินเป็นดังนี้
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
nil un bi tri quad pent hex sept oct enn
นิล อูน ไบ ไตร ควอด เพนต์ เฮกซ์ เซปต์ ออกต์ เอนน์