Downloaded 13 times
![Kru.nok2 [compatibility mode]](https://cdn.slidesharecdn.com/ss_thumbnails/kru-nok2compatibilitymode-111121001114-phpapp02-thumbnail.jpg?width=640&height=640&fit=bounds)
9789740333166
- 1. 1. บทนา 1.1 บทนา เคมีอนินทรีย์(Inorganic chemistry) คือ วิชาเคมีแขนงที่ว่าด้วยการศึกษาเกี่ยวกับธาตุทุก ธาตุในตารางธาตุและสารประกอบของธาตุเหล่านั้น ยกเว้นสารประกอบไฮโดรคาร์บอนซึ่งจัดเป็นเคมี อินทรีย์ เคมีอนินทรีย์แทรกซึมอยู่ทุกหนทุกแห่งในการดารงชีวิตของเรา น้า อากาศที่หายใจ แผ่นดินที่ อาศัยล้วนแต่เป็นสารประกอบอนินทรีย์ทั้งสิ้น อุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์ทันสมัยใช้สารกึ่งตัวนาอนินทรีย์ เป็นองค์ประกอบหลัก เทคโนโลยีคอมพิวเตอร์ต้องใช้ความรู้เคมีอนินทรีย์ในการเตรียมผลึกซิลิคอน ให้มีความบริสุทธิ์สูงสาหรับสร้างตัวประมวลผลซีพียู (CPU) สารประกอบโลหะออกไซด์ส่วนใหญ่ มีสมบัติไฟฟ้า โทรศัพท์มือถือ 1 เครื่องประกอบด้วยชิ้นส่วนอิเล็กทรอนิกส์ เช่น ตัวเก็บประจุ ตัวต้านทาน และหน่วยความจาที่สร้างจากโลหะออกไซด์ไม่ต่ากว่า 20,000 ชิ้น เนื่องจากสมบัติและ 3 Li Lithium 6.94 2s1 11 Na sodium 22.99 3s1 19 K potassium 39.10 4s1 37 Rb rubidium 85.47 5s1 55 Cs caesium 132.91 6s1 87 Fr francium (223) 7s1 4 Be beryllium 9.01 2s2 12 Mg magnesium 24.31 3s2 20 Ca calcium 40.08 4s2 38 Sr strontium 87.62 5s2 56 Ba barium 137.33 6s2 88 Ra radium (226) 7s2 2 He helium 4.00 1s2 10 Ne neon 20.18 2s2 2p6 18 Ar argon 39.95 3s2 3p6 36 Kr krypton 83.80 4s2 4p6 54 Xe xenon 131.29 5s2 5p6 86 Rn radon (222) 6s2 6p6 9 F fluorine 19.00 2s2 2p5 17 Cl chlorine 35.45 3s2 3p5 35 Br bromine 79.90 4s2 4p5 53 I iodine 126.90 5s2 5p5 85 At astatine (210) 6s2 6p5 8 O oxygen 15.99 2s2 2p4 16 S sulfur 32.06 3s2 3p4 34 Se selenium 78.96 4s2 4p4 52 Te tellurium 127.60 5s2 5p4 84 Po polonium (209) 6s2 6p4 7 N nitrogen 14.01 2s2 2p3 15 P phosphorus 30.97 3s2 3p3 33 As arsenic 74.92 4s2 4p3 51 Sb antimony 121.76 5s2 5p3 83 Bi bismuth 208.98 6s2 6p3 6 C carbon 12.01 2s2 2p2 14 Si silicon 28.09 3s2 3p2 32 Ge germanium 72.64 4s2 4p2 50 Sn tin 118.71 5s2 5p2 82 Pb lead 207.20 6s2 6p2 5 B boron 10.81 2s2 2p1 13 Al aluminium 26.98 3s2 3p1 31 Ga gallium 69.72 4s2 4p1 49 In indium 111.82 5s2 5p1 81 Tl thallium 204.38 6s2 6p1 1 H hydrogen 1.0079 1s1 118117116115114113 1 I IA 2 II IIA หมู่ 13 III IIIA 14 IV IVA 15 V VA 16 VI VIA 17 VII VIIA 18 VIII VIIIA คาบ 1 คาบ 2 3 4 5 6 7 6 7 71 Lu lutetium 174.97 5d1 6s2 70 Yb ytterbium 173.04 4f14 6s2 69 Tm thulium 168.93 4f13 6s2 68 Er erbium 167.26 4f12 6s2 58 Ce cerium 140.12 4f1 5d1 6s2 59 Pr praseodymium 140.91 4f3 6s2 61 Pm prometheum 144.24 4f5 6s2 62 Sm samarium 150.36 4f6 6s2 63 Eu europium 151.96 4f7 6s2 64 Gd gadolinium 157.25 4f7 5d1 6s2 65 Tb terbium 158.93 4f9 6s2 66 Dy dysprosium 162.50 4f10 6s2 67 Ho holmium 164.93 4f11 6s2 60 Nd neodymium 144.24 4f4 6s2 103 Lr lawrencium (262) 6d1 7s2 102 No nobelium (259) 5f14 7s2 101 Md mendelevium (258) 5f13 7s2 100 Fm fermium (257) 5f12 7s2 90 Th thorium 232.04 6d2 7s2 91 Pa protactinium 231.04 5f2 6d1 7s2 92 U uranium 238.03 5f3 6d1 7s2 93 Np neptunium (237) 5f4 6d1 7s2 94 Pu plutonium (244) 5f6 7s2 95 Am americium (243) 5f7 7s2 96 Cm cerium (247) 5f7 6d1 7s2 97 Bk berkelium (247) 5f9 7s2 98 Cf californium (251) 5f10 7s2 99 Es einsteinium (252) 5f11 7s2 กลุ่ม f แอกตินอยด์ แลนทานอยด์ กลุ่ม s กลุ่ม d กลุ่ม p Sc 39 Y yttrium 88.91 4d1 5s2 57 La lanthanum 138.91 5d1 6s2 Ti 40 Zr zirconium 91.22 4d2 5s2 72 Hf hafnium 108.49 5d2 6s2 41 Nb niobium 92.91 4d3 5s2 73 Ta tantalum 180.95 5d3 6s2 Cr 42 Mo molybdenum 95.94 4d5 5s1 74 W tungsten 183.84 5d4 6s2 Mn 43 Tc technetium (98) 4d5 5s2 75 Re rhenium 186.21 5d5 6s2 Fe 44 Ru ruthenium 101.07 4d7 5s1 76 Os osmium 190.23 5d6 6s2 Co 45 Rh rhodium 102.09 4d8 5s1 77 Ir iridium 192.22 5d7 6s2 Ni 46 Pd palladium 106.42 4d10 78 Pt platinum 195.08 5d9 6s1 Cu 47 Ag silver 107.87 4d10 5s1 79 Au gold 196.97 5d10 6s1 Zn 48 Cd cadmium 112.41 4d10 5s2 80 Hg mercury 200.59 5d10 6s2 89 Ac actinium (227) 6d1 7s2 104 Rf rutherfordium (261) 6d2 7s2 105 Db dubnium (262) 6d3 7s2 106 Sg seaborgium (263) 6d4 7s2 107 Bh bohrium (262) 6d5 7s2 108 Hs hassium (265) 6d6 7s2 109 Mt meitnerium (266) 6d7 7s2 110 Ds darmstadtium (271) 6d8 7s2 111 Rg roentgenium (272) 6d9 7s2 112 V โลหะแทรนซิชัน 3 IIIB 4 IVB 5 VB 6 VIB 7 VIIB 8 9 VIIIB 10 11 IB 12 IIB ธาตุหมู่หลัก โลหะแอลคาไล โลหะแอลคาไลน์เอิร์ท คาลโคเจน แฮโลเจน ก๊าซมีสกุล
- 2. 2 | เคมีธาตุหมู่หลัก ปฏิกิริยาเคมีของธาตุ(ประมาณ 100 ธาตุ) ค่อนข้างหลากหลายมาก การเรียนวิชาเคมีอนินทรีย์ โดยเฉพาะเคมีของธาตุหมู่หลักบางครั้งจึงรู้สึกว่ามีลักษณะเป็นการท่องจา แต่ปฏิกิริยาเคมีอนินทรีย์ ส่วนใหญ่เกี่ยวข้องกับสมบัติกรด-เบสหรือความเป็นตัวรีดิวซ์-ตัวออกซิไดส์ของธาตุหรือโมเลกุล และ แนวโน้มสมบัติของธาตุส่วนใหญ่สามารถอธิบายด้วยตารางธาตุ นอกจากนั้นต้องระลึกเสมอว่าไม่มี ศาสตร์ใดที่ยืนได้ด้วยตนเองเพียงลาพัง ถ้าสังเกตให้ดีจะพบว่าเคมีอนินทรีย์เป็นแขนงวิชาที่รวมแขนง วิชาเคมีอื่น ๆ เช่น เคมีเชิงฟิสิกส์ เคมีวิเคราะห์ เคมีอินทรีย์ หรือแม้แต่คณิตศาสตร์ ดังนั้นต้องเรียนรู้ และทบทวนเนื้อหาแขนงวิชาอื่นควบคู่กับเคมีอนินทรีย์ด้วยเสมอ 1.2 ตารางธาตุ ตารางธาตุ (Periodic Table) ดังรูปที่ 1.1 แสดงให้เห็นถึงความฉลาดและสร้างสรรค์ของ นักวิทยาศาสตร์ที่สามารถนาธาตุมาจัดเรียงลาดับเป็นหมวดหมู่ตามจานวนโปรตอนหรือเลขเชิง อะตอมของธาตุ ทาให้เห็นความสัมพันธ์ระหว่างธาตุที่มีสมบัติเคมีและกายภาพคล้ายคลึงกันอยู่ในหมู่ เดียวกัน เห็นความแตกต่างของสมบัติของธาตุที่อยู่คนละหมู่ รวมทั้งแนวโน้มของสมบัติต่าง ๆ ของ ธาตุสามารถทานายได้จากตารางธาตุ ปัจจุบันธาตุในตารางธาตุสามารถแบ่งกลุ่มได้ 3 กลุ่ม โดยแบ่ง ตามออร์บิทัลที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนบรรจุอยู่ (1) ธาตุหมู่หลัก ธาตุหมู่หลัก (main group elements) หรือธาตุเรพรีเซนเททิฟ (representative elements) คือธาตุที่มีการจัดเรียงเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัล s และออร์บิทัล p โดยที่ออร์บิทัล d และ f ไม่มี อิเล็กตรอนบรรจุหรือถ้ามีต้องมีแบบบรรจุเต็ม ประกอบด้วย (i) ธาตุกลุ่ม s (s-block) เป็นธาตุที่จัดเรียง เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัล s ได้แก่ ธาตุหมู่ 1 โลหะแอลคาไล (alkali metal) และหมู่ 2 โลหะ แอลคาไลน์เอิร์ท (alkaline earth metal) และ (ii) ธาตุกลุ่ม p (p-block) ธาตุที่จัดเวเลนซ์อิเล็กตรอน อยู่ในทั้งในออร์บิทัล s และออร์บิทัล p ได้แก่ ธาตุหมู่ 13 (B ถึง Tl) หมู่ 14 (C ถึง Pb) หมู่ 15 (N ถึง Bi) หมู่ 16 คาลโคเจน (chalcogen) หมู่ 17 แฮโลเจน (halogen) และหมู่ 18 ก๊าซมีสกุล (Noble gas)
- 3.
- 4. 4 | เคมีธาตุหมู่หลัก (2)โลหะแทรนซิชัน โลหะแทรนซิชัน (Transition metal) เป็นกลุ่มธาตุโลหะที่อยู่ระหว่างธาตุกลุ่ม s และธาตุกลุ่ม p จึงมีชื่อว่า “แทรนซิชัน” สามารถแบ่งออกได้เป็น 3 อนุกรม (series) คือ (i) ธาตุแทรนซิชันอนุกรมที่ 1 ประกอบด้วยธาตุในคาบที่ 4 (บางครั้งเรียกว่าธาตุอนุกรม 3d) จากสแกนเดียม (Scandium, Sc) ถึง สังกะสี (Zinc, Zn)1 (ii) ธาตุแทรนซิชันอนุกรมที่ 2 (หรือธาตุอนุกรม 4d) ประกอบด้วยธาตุในคาบที่ 5 จากอิตเทรียม (Yttrium, Y) ถึงแคดเมียม (Cadmium, Cd) และ (iii) ธาตุแทรนซิชันอนุกรมที่ 3 (หรือ ธาตุอนุกรม 5d) ประกอบด้วยธาตุแทรนซิชันในคาบที่ 6 จากแลนทานัม (Lanthanum, La) ถึงปรอท (Mercury, Hg) มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัล 5d โลหะแทรนซิชันอนุกรมที่ 1 ถึง 3 หนึ่งหมู่มี สมาชิกสามธาตุ เรียกว่า “ไทรเเอด (triad)” โลหะแทรนซิชันในอนุกรมที่ 2 และ 3 รวมเรียกว่า “กลุ่ม โลหะหนักบล็อก d (havier d-block metal)” สาหรับโลหะที่มีสมบัติคล้ายโลหะแพลทินัม (Pt) ได้แก่ รูทีเนียม (Ru) ออสเมียม (Os) โรเดียม (Rh) อิริเดียม (Ir) และแพลเลเดียม (Pd) เรียกว่า โลหะกลุ่ม แพลทินัม (Platinum-group metal) (3) โลหะแทรนซิชันชั้นใน โลหะแทรนซิชันชั้นใน (Inner Transition metal) เป็นกลุ่มธาตุโลหะที่จัดเรียงเวเลนซ์ อิเล็กตรอนในออร์บิทัล f ประกอบด้วย (i) กลุ่มธาตุแลนทานอยด์ (lanthanoid) จากซีเรียม (Cerium, Ce) ถึงลูทีเชียม (Lutetium, Lu) และ (ii) กลุ่มธาตุแอกตินอยด์ (actinoid) จากทอเรียม (Thorium, Th) ถึงลอว์เรนเซียม (Lawrencium, Lr) 1.3 แนวโน้มของสมบัติตามตารางธาตุ พบว่าขนาดอะตอมของธาตุในหมู่เดียวกันจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง (ดูรูปที่ 1.2) เพราะเมื่อ เลขเชิงอะตอมเพิ่มขึ้น จานวนระดับชั้นพลังงานของอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นด้วย ดูได้จากเลขควอนตัมหลัก n แต่เมื่อเปรียบเทียบขนาดอะตอมของธาตุในคาบเดียวกัน (ตามแนวนอนในตารางธาตุ) พบว่าขนาด อะตอมจะเล็กลงเมื่อเลขเชิงอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีระดับชั้นพลังงานของ 1 IUPAC ระบุว่าโลหะแทรนซิชันหรือไอออนของโลหะแทรนซิชันจะต้องมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนบรรจุอยู่ใน d ออร์บิทัลไม่เต็ม ดังนั้น กล่าวได้ว่าธาตุหมู่ 12 (Zn, Cd และ Hg) ไม่ใช่โลหะแทรนซิชัน โดยธาตุหมู่ 12 มีสมบัติทั่วไปก่ากึ่งอยู่ระหว่างธาตุเรพรีเซนเททิฟ และธาตุแทรนซิชัน
- 5. บทนา | 5 อิเล็กตรอนเท่ากันเมื่อเลขเชิงอะตอมเพิ่มขึ้นจานวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้นด้วย ทาให้นิวเคลียส สามารถดึงดูดอิเล็กตรอนเข้ามาใกล้ได้มากขึ้น ขนาดอะตอมจึงเล็กลง รูปที่ 1.2 ขนาดอะตอมของธาตุในตารางธาตุ ขนาดอะตอมธาตุกลุ่ม f ไม่เพิ่มมากขึ้นอย่างที่ควรจะเป็นเมื่อเลขเชิงอะตอมเพิ่มขึ้น พบว่าขนาด อะตอมของธาตุแลนทาไนด์ลดลงเล็กน้อยเมื่อเปรียบเทียบกับธาตุแทรนซิชัน ทั้งนี้เพราะอิเล็กตรอนใน ออร์บิทัล f มีความสามารถในการบดบังหรือเป็นม่านอิเล็กตรอนไม่ดี ทาให้ประจุนิวเคลียสที่แสดงผล Zeff มีค่ามาก จึงดึงดูดอิเล็กตรอนเข้ามาใกล้นิวเคลียสได้มาก ขนาดอะตอมจึงเล็กลง เรียก ปรากฏการณ์นี้ว่าการหดตัวแลนทาไนด์หรือแลนทาไนด์คอนแทรกชัน (lanthanide contraction) ไอออนลบมีขนาดใหญ่กว่าขนาดอะตอมเสมอ ดังตัวอย่างในรูปที่ 1.3 ไอออนฟลูออไรด์ F มีขนาด ไอออนใหญ่กว่าขนาดอะตอมธาตุฟลูออรีน เมื่อจานวนอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น แรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน จะเพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนต้องอยู่ห่างจากกันมากขึ้น ขนาดของไอออนลบจึงใหญ่กว่าขนาดอะตอม ในทาง ตรงกันข้ามไอออนบวกจะมีขนาดเล็กกว่าอะตอมเสมอ เพราะอะตอมต้องสูญเสียอิเล็กตรอนเพื่อเกิด เป็นไอออนบวก เมื่ออะตอมสูญเสียอิเล็กตรอน ม่านอิเล็กตรอนจะลดลง ทาให้ประจุนิวเคลียสที่ แสดงผล Zeff เพิ่มขึ้น นิวเคลียสสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนเข้ามาได้ใกล้ตัวมากขึ้น ไอออนบวกจึงมี ขนาดเล็กลงเมื่อเทียบกับขนาดอะตอม ขณะที่รัศมีไอออนบวกจะลดลงเมื่อประจุบวกมีค่าเพิ่มขึ้น 0 20 40 60 80 100 0.0 1.0 2.0 3.0 H He Li F Na Cl K Br Rb I Cs Pb Po Ac Am เลขเชิงอะตอม รัศมีอะตอม(Å)
- 6. 6 | เคมีธาตุหมู่หลัก รูปที่1.3 กราฟเปรียบเทียบขนาดอะตอม รัศมีไอออนบวกและไอออนลบ 1.4 พลังงานการแตกตัวเป็นไอออน พลังงานการแตกตัวเป็นไอออน (Ionization energy, IE) คือ พลังงานที่มีค่าน้อยที่สุดสาหรับ การดึงอิเล็กตรอน 1 อนุภาคให้หลุดออกจากอะตอมที่อยู่ในสภาวะก๊าซ ดังปฏิกิริยา M (g) M+ (g) + e (g) เมื่อ M คือ อะตอมในสภาวะก๊าซ พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนมีหน่วยเป็น kJ mol1 หมายถึง พลังงานที่ต้องใช้ดึงอิเล็กตรอน 1 โมล (หรือ 6.02 × 1023 อนุภาค) ออกจากอะตอม M ในสภาวะก๊าซ จานวน 1 โมล กรณีอะตอมมีอิเล็กตรอนที่สามารถหลุดออกได้มากกว่า 1 อนุภาค การระบุพลังงาน การแตกตัวเป็นไอออนต้องบอกลาดับของอิเล็กตรอนที่หลุดออกมาด้วย การดึงอิเล็กตรอนในลาดับ สูงขึ้นต้องใช้พลังงานมากขึ้นเสมอ เพราะอิเล็กตรอนได้รับแรงดึงดูดจากประจุส่งผลมากกว่า อิเล็กตรอนลาดับแรก ๆ พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนของลาดับสูงมีค่ามากกว่าพลังงานการแตกตัว เป็นไอออนลาดับต่ากว่าเสมอ B (g) B (g) + e IE1 = 801 kJ mol1 B (g) B2 (g) + e IE2 = 2,427 kJ mol1 B2 (g) B3 (g) + e IE3 = 3,660 kJ mol1 6 8 10 12 14 40 80 120 160 200 Al 3+ Mg 2+ Na + F -O 2- atomic radius ionic radius N 3- รัศมี(pm) ประจุนิวเคลียส รัศมีอะตอม รัศมีไอออน
- 7. บทนา | 7 B3(g) B4 (g) + e IE4 = 25,025 kJ mol1 B4 (g) B5 (g) + e IE5 = 32,822 kJ mol1 รูปที่ 1.4 แสดงพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนลาดับที่ 1 ของธาตุในตารางธาตุ เมื่อเปรียบเทียบในหมู่ เดียวกันพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนของธาตุที่มีขนาดอะตอมเล็กจะมีค่าสูงกว่าอะตอมที่ขนาดใหญ่ กว่า พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนจะลดลงจากบนลงล่างตามหมู่ในตารางธาตุ ในคาบเดียวกัน พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนมีค่าเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาของตารางธาตุตามขนาดอะตอมที่เล็กลง และผลของออร์บิทัลที่อิเล็กตรอนบรรจุ โดยอิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมหลัก n เดียวกัน ค่าพลังงาน การแตกตัวเป็นไอออนสาหรับอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ จะเป็นไปตามอนุกรม s < p < d < f และ พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนของธาตุหมู่ 18 ก๊าซมีสกุลมีค่าสูงที่สุด เพราะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน เข้าคู่แบบบรรจุเต็ม อิเล็กตรอนจึงมีเสถียรภาพมาก การดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมก๊าซมีสกุลจึง ต้องใช้พลังงานสูง ธาตุที่มีค่าพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนต่าแสดงว่าสูญเสียอิเล็กตรอนได้ง่าย มีสมบัติเป็นตัวรีดิวซ์ที่ดี (ชอบเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน) และมีความว่องไวต่อปฏิกิริยามาก ในทาง ตรงกันข้ามธาตุที่มีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนสูง เช่น ก๊าซมีสกุล จึงไม่ว่องไวต่อปฏิกิริยาเคมี นอกจากนั้นธาตุที่มีพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนต่ามีความเบสแก่กว่าธาตุที่มีพลังงานการแตกตัวเป็น ไอออนสูงกว่า รูปที่ 1.4 พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนลาดับที่ 1 ของธาตุในตารางธาตุ 0 20 40 60 80 100 0 1000 2000 3000 H He Li Ne Na Ar K Kr Rb Xe Cs Rn Fr เลขเชิงอะตอม พลังงานการแตกตัวเป็นไอออน(kJmol1)
- 8. 8 | เคมีธาตุหมู่หลัก 1.5สัมพรรคอิเล็กตรอน สัมพรรคอิเล็กตรอน (Electron affinity, EA) คือ พลังงานที่เปลี่ยนแปลงเมื่ออะตอมใน สภาวะก๊าซได้รับอิเล็กตรอนเพิ่ม 1 อนุภาคเกิดเป็นไอออนลบ ดังปฏิกิริยา M (g) + e (g) M (g) ธาตุส่วนใหญ่ในตารางธาตุจะคายพลังงานเมื่อได้รับอิเล็กตรอนเพิ่ม สัมพรรคอิเล็กตรอนจึงมีค่าเป็นลบ แต่บางธาตุเมื่อรับอิเล็กตรอนจะต้องใช้พลังงาน เช่น Be และ Mg และก๊าซมีสกุล สัมพรรคอิเล็กตรอน จึงมีค่าเป็นบวก รูปที่ 1.5 แสดงค่าสัมพรรคอิเล็กตรอนของธาตุบางธาตุในตารางธาตุ เมื่อไม่พิจารณา ก๊าซมีสกุล พบว่าในคาบเดียวกันแนวโน้มของสัมพรรคอิเล็กตรอนจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เมื่อ พิจารณาในหมู่เดียวกันค่าสัมพรรคอิเล็กตรอนจะลดลงจากบนลงล่าง ธาตุที่คายพลังงานออกมามาก เมื่อรับอิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นตัวออกซิไดส์ที่ดีหรือชอบรับอิเล็กตรอนเพิ่ม รูปที่ 1.5 สัมพรรคอิเล็กตรอน (kJ mol1) Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Be 0 Mg 0 Ca -2 Sr -5 He 48 Ne 116 Ar 96 Kr 96 Xe 77 F -328 Cl -349 Br -325 I -295 O -141 S -200 Se -195 Te -190 N 8 P -72 As -78 Sb -103 C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 B -27 Al -43 Ga -29 In -29 1 I IA 2 II IIA หมู่ 13 III IIIA 14 IV IVA 15 V VA 16 VI VIA 17 VII VIIA 18 VIII VIIIA คาบ 2 3 4 5 H -72 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Be 0 Mg 0 Ca -2 Sr -5 He 48 Ne 116 Ar 96 Kr 96 Xe 77 F -328 Cl -349 Br -325 I -295 O -141 S -200 Se -195 Te -190 N 8 P -72 As -78 Sb -103 C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 B -27 Al -43 Ga -29 In -29 1 I IA 2 II IIA หมู่ 13 III IIIA 14 IV IVA 15 V VA 16 VI VIA 17 VII VIIA 18 VIII VIIIA คาบ 2 3 4 5 H -72
- 9. บทนา | 9 1.6สภาพไฟฟ้าลบ ไลนัส พอลิง (Linus Pauling) ได้นิยามสภาพไฟฟ้าลบ (อิเล็กโทรเนกาติวิตี, electronegativity, EN) หมายถึงความสามารถหรืออานาจของอะตอมในการดึงอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่นที่ก่อพันธะด้วยเข้า มาอยู่ใกล้ตนเอง ถ้าอะตอมใดมีค่าสภาพไฟฟ้าลบสูงกว่าแสดงว่าสามารถดึงอิเล็กตรอนเข้ามาอยู่ใกล้ตน ได้มากกว่าอะตอมที่มีค่าสภาพไฟฟ้าลบต่ากว่า ธาตุที่มีค่าสภาพไฟฟ้าลบสูงที่สุดตามพอลิงสเกลคือ ฟลูออรีน สาหรับธาตุที่มีค่าสภาพไฟฟ้าลบต่าได้แก่ธาตุหมู่ 1 โลหะแอลคาไล มีค่าสภาพไฟฟ้าลบน้อย กว่า 1 (รูปที่ 1.6) จึงชอบเป็นไอออนบวกในสารประกอบไอออนิก ค่าสภาพไฟฟ้าลบสามารถใช้ทานาย ชนิดพันธะของสารประกอบอะตอมคู่ได้โดยใช้แผนภาพสามเหลี่ยมแวนอาร์เกล-เคเทอลาร์ (van Arkel-Ketelaar triangle) ดังรูปที่ 1.7 เมื่อ และ mean คือ ผลต่างและค่าเฉลี่ยของค่าสภาพ ไฟฟ้าลบของอะตอมทั้งสอง ตามลาดับ รูปที่ 1.6 ค่าสภาพไฟฟ้าลบ EN Li 0.98 Na 0.93 K 0.82 Rb 0.82 Be 1.57 Mg 1.31 Ca 1.00 Sr 0.95 He 48 Ne 116 Ar 96 Kr 96 Xe 77 F 3.98 Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66 O 3.44 S 2.58 Se 2.55 Te 2.10 N 3.04 P 2.19 As 2.18 Sb 2.05 C 2.55 Si 1.90 Ge 2.01 Sn 1.96 B 2.04 Al 1.61 Ga 1.81 In 1.78 1 I IA 2 II IIA หมู่ 13 III IIIA 14 IV IVA 15 V VA 16 VI VIA 17 VII VIIA 18 VIII VIIIA คาบ 2 3 4 5 H 2.20 Li 0.98 Na 0.93 K 0.82 Rb 0.82 Be 1.57 Mg 1.31 Ca 1.00 Sr 0.95 He 48 Ne 116 Ar 96 Kr 96 Xe 77 F 3.98 Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66 O 3.44 S 2.58 Se 2.55 Te 2.10 N 3.04 P 2.19 As 2.18 Sb 2.05 C 2.55 Si 1.90 Ge 2.01 Sn 1.96 B 2.04 Al 1.61 Ga 1.81 In 1.78 1 I IA 2 II IIA หมู่ 13 III IIIA 14 IV IVA 15 V VA 16 VI VIA 17 VII VIIA 18 VIII VIIIA คาบ 2 3 4 5 H 2.20
- 10. 10 | เคมีธาตุหมู่หลัก รูปที่1.7 แผนภาพสามเหลี่ยมแวนอาร์เกล-เคเทอลาร์ ตัวอย่าง 1.1 จงทานายชนิดของพันธะของสารประกอบโพแทสเซียมฟลูออไรด์ KF K มีค่าสภาพไฟฟ้าลบเท่ากับ 0.82 และ F มีค่าสภาพไฟฟ้าลบเท่ากับ 3.98 ดังนั้น ค่าสภาพไฟฟ้าลบเฉลี่ย mean เท่ากับ 0.82 + 3.98 2 = 2.40 และผลต่างค่าสภาพไฟฟ้าลบ เท่ากับ 3.98 0.82 = 3.26 พบว่าโคออร์ดิเนต (mean, ) ของ KF ตกอยู่ในโซนไอออนิก (ionic) ของแผนภาพสามเหลี่ยมแวน อาร์เกล-เคเทอลาร์ (รูปที่ 1.7) ดังนั้น พันธะ K-F เป็นพันธะไอออนิก 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 4.5 0.0 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 H2 BI3 BCl3 B2 O3 BF3 Be BeH2 BeO BeF2 C CCl4 CO2 Cs CsH CsI CsCl CsF LiF MgF2 HF NF3 OF2 F2 LiBr Mg N2 NO O2Si LiH mean