Recommended
More Related Content
What's hot
What's hot (20)
Viewers also liked
Viewers also liked (18)
ตารางธาตุและเรพรี
- 1. อ. ประภาพรรณ ฝ่ายเทศ วิชา เคมี 1
- 2. 1. ตารางธาตุปัจจุบัน วิธีการจัดตารางธาตุ 2. สมบัติทางกายภาพและเคมีของธาตุตามตารางธาตุ 3. โลหะ อโลหะ กึ่งโลหะ และสารประกอบ 4. แก๊สมีตระกูล 2
- 3. 1. ตารางธาตุปัจจุบัน แบ่งธาตุออกเป็น 18 คอลัมน์ ในแนวตั้ง เรียก “หมู่ (group)” ตามแนวนอน แบ่งเป็น 7 คาบ (period) ธาตุในหมู่เดียวกันมีสมบัติคล้ายกัน การจัดเรียง อิเล็กตรอนคล้ายกันต่างกันที่เลขควอนตัมหลักเท่านั้น 3
- 4. แต่ละหมู่ ประกอบด้วย กลุ่มย่อย A, B ที่ระบุหมู่ด้วยเลข โรมัน (I, II, III..) หมู่ IA, IIA จัดเรียงเวเลนต์อิเล็กตรอนเป็น ns1 และ ns2 ตามลาดับ หมู่ IIIA ถึง VIIA และ 0 มีเวเลนต์อิเล็กตรอนอยู่ในชั้น np ตั้งแต่ np1 - np6 ตามลาดับ 4
- 5. ธาตุหมู่ IA ถึง VIIA และ 0 เรียก “ธาตุเรพรีเซนเตติฟ” ธาตุในหมู่ IB ถึง VIIIB จาแนกจากการที่มีเวเลนต์ อิเล็กตรอนบรรจุใน d - orbitals = ns2 (n-1)dx เรียกว่า “ธาตุแทรนซิชัน” ธาตุใน 2 แถวด้านล่างของตารางธาตุ เรียกว่า “อนุกรม แลนทาไนด์ และแอกทิไนด์” 5
- 7. 7
- 8. ธาตุเรพรีเซนเตติฟ กลุ่ม p กลุ่ม s กลุ่ม d ธาตุทรานสิชัน กลุ่ม f (แลนทาไนด์ และแอกทิไนด์) 8
- 9. solid Alkali metals Alkali earth metals liquid gas Halogens Noble gases Rare earth metals other metals Other nonmetals transition metals 9
- 10. 2. แนวโน้มของสมบัติทางกายภาพ 2.1 ชนิดของพันธะเคมีและความแข็งแรงของ พันธะ อะตอมของธาตุอยู่รวมกันเป็นกลุ่มได้ เนื่องจากมีแรง ยึดเหนี่ยวซึ่งกันและกัน แรงยึดเหนี่ยวมีผลต่อสมบัติ ของธาตุนั้นๆด้วย 10
- 11. พันธะโลหะ *พบในธาตุกลุ่ม s, d, f และ p บางส่วน โลหะที่มีเวเลนต์ e- มากและ ขนาดเล็ก จะมีพันธะโลหะที่แข็งแรง 11
- 15. ในคาบเดียวกัน พิจารณาจาก “จานวนเวเลนต์ e- ที่ใช้สร้างพันธะ” ตัวอย่าง N มี 5 เวเลนต์ e- แต่มี e- ที่เกิดพันธะได้เพียง 3 e- พันธะสามใน N2 O มี 6 เวเลนต์ e- และมี e- ที่เกิดพันธะได้เพียง 2 e- พันธะคู่ใน O2 ความแข็งแรงของพันธะโคเวเลนต์ลดลงจากซ้ายไปขวา 15
- 17. แรงแวนเดอร์วาลส์ โมเลกุลเดี่ยวของธาตุอโลหะจะยึดกันด้วย แรงแวนเดอร์วาลส์ ซึ่งเป็นแรงระหว่าง โมเลกุลที่ค่อนข้างอ่อน แนวโน้มแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลเดี่ยว โมเลกุลขนาดใหญ่ขึ้น แรงแวนเดอร์วาลล์เพิ่มขึ้น เช่น S8 กับ O2 และ I2 กับ Cl2 17
- 19. 2.2 ความหนาแน่น ความหนาแน่นของธาตุหนึ่งขึ้นอยู่กับ 3 ตัวแปรคือ มวลของอะตอม, ขนาดของอะตอม, ชนิดของพันธะเคมี 19
- 20. แยกพิจารณาตามชนิดของรูปแบบการจัดเรียงตัว ได้ดังนี้ โลหะ ธาตุที่มีขนาดเล็กกว่า มีมวลมากกว่า มีพนธะโลหะแข็งแรงกว่า ั จะมีความหนาแน่นมากกว่า ดังนั้น ความหนาแน่นจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เช่น Be มีความหนาแน่นมากกว่า Li 20
- 21. 21
- 22. ในหมู่เดียวกัน “ธาตุหนักมีความหนาแน่นมากกว่าธาตุเบา” เพราะมีอัตราการเพิ่มของมวลเร็วกว่าการเพิ่มปริมาตร เช่น K (เลขมวล 39) และ Rb (เลขมวล 85) มีรัศมีอะตอม เป็น 203 และ 216 pm ตามลาดับ จะเห็นว่า ขนาดของ อะตอมเพิ่มขึ้น ~20 % แต่มวลเพิ่มขึ้นถึง 120 % ความ หนาแน่นของ Rb จึงควรสูงกว่า 22
- 24. กลุ่มโครงร่างตาข่าย อะตอมอยู่ใกล้ชิดกันมาก มีความหนาแน่นปานกลาง ธาตุแทรนซิชันซึ่งมีขนาดเล็กและมวลมาก มีพันธะโลหะ แข็งแรง “มีความหนาแน่นสูงที่สุดในคาบ” และธาตุในคาบ สูงๆ มีแนวโน้มความหนาแน่นสูงขึ้น มวลอะตอมเพิ่มขึ้นมากแต่ขนาดอะตอมเพิ่มขึ้นเล็กน้อย 24
- 25. 25
- 26. 2.3 จุดเดือดและจุดหลอมเหลว การหลอมเหลว = การใช้พลังงานความร้อนแยก โมเลกุลที่จัดตัวเป็นระเบียบให้ห่างจากกัน ให้ สามารถเคลื่อนที่ไปมาได้ การกลายเป็นไอ = เป็นการให้พลังงานความร้อน จนกระทั่งโมเลกุลแยกจากกันโดยเด็ดขาดใน สภาวะแก๊ส 26
- 27. แนวโน้มของจุดเดือดและจุดหลอมเหลวตามคาบ แสดงถึง “การเปลี่ยนแปลงชนิดของพันธะและโครงสร้างของธาตุ” หมู่ IA Na Mg K Rb Cs ต่า หมู่ IVA Al Si สูง 27
- 28. •Na Mg และ Al อะตอมยึดกันด้วยพันธะโลหะ จุดหลอมเหลวเพิ่มขึ้นตามพันธะที่แข็งแรงขึ้น Si อยู่ในรูปโครงร่างตาข่ายที่แข็งแรง(โครงสร้างคล้าย เพชร) จึงมีจุดหลอมเหลวสูง 28
- 30. หมู่ VA P สูง หมู่ 0 S Cl Br I Ar Kr Xe ต่า ธาตุที่มีโครงสร้างเป็นโมเลกุลเดี่ยว ใช้ความร้อน ในการทาลายแรงแวนเดอร์วาลล์ซึ่งอ่อน จุดหลอมเหลวจึงต่า แต่สูงขึ้นเมื่อโมเลกุลใหญ่ขึ้น 30
- 31. 31
- 32. เลขออกซิเดชัน แสดงถึงค่าประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุนั้น กฎ เลขออกซิเดชัน 1. เลขออกซิเดชันของธาตุอิสระ 0 2. ผลรวมของเลขออกซิเดชันของธาตุในสูตรที่ไม่มีประจุ 0 3. ผลรวมของเลขออกซิเดชันของธาตุในสูตรที่มีประจุ 4. เลขออกซิเดชันของฟลูออรีนในสูตรใดๆ ประจุ -1 32
- 33. กฎ เลขออกซิเดชัน 5. เลขออกซิเดชันของโลหะอัลคาไลในสูตรใดๆ +1 6. เลขออกซิเดชันของโลหะอัลคาไลเอิร์ธในสูตรใดๆ +2 7. เลขออกซิเดชันของออกซิเจน (ยกเว้นเปอร์ออกไซด์ = -1) -2 8. เลขออกซิเดชันของแฮโลเจนในโลหะเฮไลด์ -1 9. เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจน (ยกเว้นในโลหะเฮไลด์ = -1) +1 33
- 34. 3. แนวโน้มสมบัติทางเคมี 3.1 แนวโน้มของเลขออกซิเดชัน • ธาตุในหมู่แรกๆ มีเลขออกซิเดชันเท่ากับเลขหมู่ เช่น ธาตุหมู่ IA มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 หมู่ IIA มี เลขออกซิเดชันเป็น +2 • ธาตุหมู่อื่นๆ มักมีเลขออกซิเดชันได้มากกว่า 1 ค่า 34
- 35. Inert pair effect “ปรากฏการณ์แสดงแนวโน้มเลขออกซิเดชันที่เสถียร ของธาตุที่หนักขึ้นในหมู่เดียวกันมีค่าต่าลง” พบในโลหะกลุ่ม p เช่นหมู่ IIIA และธาตุหนักหมู่ IVA มีเลขออกซิเดชันสองค่าที่ห่างกัน 2 หน่วย ตามการจัด เวเลนต์ e- แบบ ns2 npx 35
- 36. เช่น หมู่ IIIA (ns2 np1) มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 และ +3 เมื่อธาตุหนักขึ้น เลขออกซิเดชันค่าต่าจะเสถียรขึ้น Al มีเพียง +3 In +3 Tl มีทั้ง +1, +3 แต่ +1 เสถียรกว่า 36
- 37. ในโลหะที่หนักขึ้น คาดว่าระดับพลังงานของ ns-orbital อยู่ ต่ากว่า np-orbital พอประมาณ ดังนั้นเมื่อ e- ใน np-orbital หลุดออก e- ใน ns-orbital จะ ถูกดึงแน่นขึ้นตามจานวนโปรตอนในนิวเคลียสที่มีมาก การที่ ns e- จะหลุดออกจึง ยากกว่า ในธาตุเบาที่มีจานวน โปรตอนน้อยกว่า + ++++ ++++ 37
- 38. เลขออกซิเดชันของอโลหะ ถ้าปรากฏเป็นไอออนลบในสารประกอบไอออนิกมักมีเลข ออกซิเดชันค่าเดียว คือเท่ากับจานวน e- ที่รับเข้ามาเมื่อ ให้เป็นไปตามกฎออกเตต เช่น Cl- , S2- , O2- ถ้าเกิดสารประกอบโคเวเลนต์ อาจมีเลขออกซิเดชัน เป็น + หรือ – ขึ้นอยู่กับธาตุที่สร้างพันธะด้วย 38
- 39. สรุป โลหะมักมีเลขออกซิเดชันเป็น + , อโลหะมีเลข ออกซิเดชันทั้ง + และ – เลขออกซิเดชันสูงสุดของธาตุเรพรีเซนเตติฟสามารถมี ได้เท่ากับเลขหมู่ของธาตุนั้น เช่น หมู่ VIIA เลข ออกซิเดชันสูงสุดคือ +7 39
- 40. 3.2 ความว่องไวและศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน แนวโน้มการให้และรับอิเล็กตรอนของธาตุนั้นๆ ความสามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์หรือตัวออกซิไดซ์ Na+ + e- Na E0 = -2.71 F2 + 2e- 2F- E0 = +2.87 Na F (ตัวออกซิไดซ์ที่แรง) Cs I Cs+ + eCs E0 = -2.95 (ตัวรีดิวซ์ที่แรง) I2 + 2e- 2I- E0 = +0.54 40
- 41. แนวโน้มเป็นไปตามค่า IE และ EN จากค่า IE โลหะเมื่อหนักขึ้น ว่องไวมากขึ้น เป็นตัว รีดิวซ์ที่ดีขึ้น เพราะเสีย e- ได้ง่ายขึ้น จากค่า EN อโลหะเป็นตัวออกซิไดซ์ ขนาดยิ่งเล็ก ยิ่งรับ อิเล็กตรอนได้ดี กึ่งโลหะค่อนข้างเฉื่อยต่อปฏิกิริยาเพราะมีโครงสร้างเป็น โครงร่างตาข่ายทีแข็งแรง ่ 41
- 42. 4. แนวโน้มความเป็นกรด-เบสของสารประกอบ 4.1 ออกไซด์และไฮดรอกไซด์ M-O , M-OH ออกไซด์ที่เป็นกรดเมื่อละลายน้าจะได้กรด ออกไซด์ที่เป็นเบสเมื่อละลายน้าจะได้เบสหรือทา ปฏิกิริยากับกรดได้เกลือ ไฮดรอกไซด์เป็นสารประกอบที่มีหมู่ -OH 42
- 43. M-O ของธาตุด้านล่างมี พิจารณาจากผลต่างของค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี ความเป็นไอออนิกมากขึ้น เป็นโคเวเลนต์มากขึ้น (ENเข้าใกล้ O) โคเวเลนต์ ไอออนิก 43
- 44. เป็นกรดมากขึ้น δ- δ+ O δ+ H H Cs+ O2- กรด เป็นเบส มากขึ้น Na+ เบส แอมโฟเทอริก O2- δ+ N คาบเดียวกัน ผลต่างของ EN ระหว่าง M-O ลดลงจากซ้าย ไปขวา การเสีย Ö ยากขึ้น เป็นเบสที่อ่อนลง จนกระทั่ง กลายเป็นกรด δO 44
- 45. ธาตุที่มีเลขออกซิเดชันหลายค่า ความเป็นกรดจะแรงขึ้น ตามลาดับของเลขออกซิเดชันจากต่าไปหาสูง +1 +3 +5 +4 +7 +6 HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4 H2SO3 < H2SO4 45
- 46. 4.2 ไฮไดรด์ (Hydrides) สารประกอบระหว่างธาตุหนึ่ง (M) กับไฮโดรเจน ไฮไดรด์ไอออนิก มีพันธะไอออนิก ระหว่าง M+ และ H- โดย M คือ ธาตุในกลุ่ม s เกือบทั้งหมด ไฮไดรด์เมตาลิก ไม่มีสูตรโมเลกุลแน่นอน เพราะเป็นการแทรก ในผลึกโลหะของธาตุแทรนซิชัน ไฮไดรด์โคเวเลนต์ พันธะโคเวเลนต์ระหว่างธาตุในกลุ่ม p กับ H 46
- 47. ความเป็นเบส (H-) ความเป็นกรด (H+) กลุ่ม s กลุ่ม p ไฮไดรด์ไอออนิก ไฮไดรด์โคเวเลนต์ 47
- 48. ความเป็นกรดของไฮไดรด์โคเวเลนต์ พิจารณาจากปัจจัยสาคัญ 3 ประการคือ • อิเล็กโตรเนกาติวิตีของ M ยิ่งสูงมาก H กลายเป็น H+ ได้ง่าย • M เป็นธาตุที่หนักขึ้น ความแข็งแรงพันธะ M-H ลดลง • ถ้าโมเลกุลไฮไดรด์มีพันธะไฮโดรเจนมาก โอกาสที่ H หลุดเป็น H+ ยิ่งน้อยลง 48
- 49. ธาตุเรพรีเซนเตติฟ ธาตุที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนบรรจุใน s และ p-ออร์บิทัล โดยใน d และ f-ออร์บิทัล อาจไม่มีการบรรจุ e- เลย หรือ มีการบรรจุเต็มหมด 49
- 50. กลุ่ม s ได้แก่ ธาตุหมู่ 1 , 2 กลุ่ม p ได้แก่ ธาตุหมู่ 13 , 14 , 15 , 16 , 17 , 18 ธาตุหมู่ 12 (Zn, Cd, Hg) จัดเรียง e- แบบ (n-1)d10ns2 ควร เป็นธาตุเรพรีเซนเตติฟ แต่สมบัติบางประการอยู่ระหว่าง ธาตุแทรนซิชันและธาตุเรพรีเซนเตติฟ จึงแยกพิจารณา 50
- 51. 51
- 52. โลหะ - ของแข็งที่อุณหภูมิห้อง นาไฟฟ้าและความร้อนได้ดี - ตีแผ่ ดึงเป็นเส้นได้, - สารประกอบออกไซด์มีสมบัติเป็นเบส - มักมีเลขออกซิเดชันเป็น + ในสารประกอบ โลหะมีเวเลนต์ e- น้อย, มี IE, EA ต่า โลหะจึงไม่ทาปฏิกิริยา กันเอง แต่จะเกิดปฏิกิริยากับอโลหะ โดยโลหะให้ e- เกิดเป็น ไอออน + พันธะไอออนิกจึงเป็นพันธะของสารประกอบโลหะส่วน ใหญ่ 52
- 53. อโลหะ • ของแข็ง หรือก๊าซ ที่อุณหภูมิห้อง • สารประกอบออกไซด์สมบัติเป็นกรด • IE, EA สูง ระดับพลังงานชั้นนอกสุดเกือบเต็มด้วย e• อโลหะรวมตัวกันได้เองเกิดเป็นโมเลกุลโคเวเลนต์ 53
- 54. กึ่งโลหะ (metalloid) § Metalloid หมายถึง like a metal § ลักษณะไม่เหมือนทั้งโลหะและอโลหะแต่มีสมบัติของทั้งสอง § เป็นของแข็งที่แข็งเปราะ § มีค่า EN ปานกลาง สารประกอบออกไซด์เป็นแอมโฟเทอริก หรือกรดอ่อน § ธาตุที่มีสมบัติเป็นกึ่งโลหะได้แก่ B (13), Si และ Ge (14), As และ Sb (15), Se และ Te (16) 54
- 55. โลหะหมู่ต่างๆ • โลหะอัลคาไล (หมู่ 1) Li, Na, K, Rb, Cs, Fr - ว่องไวมากจึงมักพบเป็นสารประกอบในธรรมชาติ เช่น แร่ ต่างๆ - จัดเป็น โลหะอ่อน ตัดได้ง่าย ความแข็งลดลงเมื่อธาตุหนักขึ้น - จัดเรียง e- แบบ ns1 เสีย e- ได้ง่าย เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดี แนวโน้ม 55 ควรเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง
- 56. ปฏิกิริยาของโลหะอัลคาไล • ทาปฏิกิริยากับน้าให้โลหะไฮดรอกไซด์และก๊าซไฮโดรเจน 2Na(s) + H2O 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) • ทาปฏิกิริยากับเฮโลเจน (หมู่ 17) 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) 2K(s) + Br2(g) 2KBr(s) • ทาปฏิกิริยากับออกซิเจน 4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s) เกิดที่อุณหภูมิ สูง 2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) 56
- 57. สารประกอบของโลหะอัลคาไล • สารประกอบออกไซด์และไฮดรอกไซด์มีสมบัติเป็นเบส • มักเป็นสารประกอบไอออนิกที่ละลายน้าได้ดี • Li มีสมบัติคล้าย Mg โดยเฉพาะเกลือที่มีการละลายน้าได้ คล้ายกันและ Mg ทาปฏิกิริยากับ N2 ที่ T สูงได้ เช่นเดียวกับ Li 3Mg(s) + N2(g) 6Li(s) + N2(g) Mg3N2(s) 2Li3N(s) 57
- 58. โลหะอัลคาไลน์เอิร์ท (หมู่ 2) ประกอบด้วย Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra มักพบในรูปสารประกอบออกไซด์ ลักษณะเหมือนโลหะทั่วไป คือ มันวาว ยกเว้น Be นาไฟฟ้าได้ดี แต่แข็งและมีความหนาแน่นมากกว่า จุดหลอมเหลว สูงกว่า หมู่ 1 เนื่องจากนิวเคลียสของหมู่ 2 มีโปรตอนมากกว่าหมู่ 1 ในคาบ เดียวกัน รัศมีอะตอมสั้นกว่า และมี 2 เวเลนต์อิเล็กตรอน 58
- 59. ปฏิกิริยาของธาตุหมู่ 2 “ความว่องไวจะเพิ่มขึ้นตามลาดับเมื่อเลขอะตอม เพิ่มขึ้น” ดังปฏิกิริยาของโลหะอัลคาไลน์เอิร์ทกับน้า Be + H2O Mg + H2O MgO + H2 M + H 2O M(OH)2 + H2 M= Ca, Sr, Ba น้าเดือด,ไอน้า 59
- 60. สารประกอบของโลหะอัลคาไลน์เอิร์ท แนวโน้มการละลายขึ้นกับพลังงานแลตติซและพลังงานไฮเดรชัน พลังงานแลตติซ ขึ้นกับ ระยะระหว่างไอออน + กับไอออน – 1 / (r+ + r- ) พลังงานไฮเดรชัน ขึ้นกับ ศักย์ไอออนิกซึ่ง ศักย์ไอออนิก = จานวนประจุของไอออน รัศมีไอออน 60
- 61. 1. โมเลกุลน้าดึง Na+ Cl- ออกจากโครงผลึก ด้วยพลังงานเท่ากับ พลังงานแลตทิซ 2. โมเลกุลน้าเข้าล้อมรอบ ไอออนเกิดแรงยึดเหนี่ยวแล้ว คายพลังงาน ออกมาเรียกว่า พลังงานไฮเดรชัน ไอออนใน สภาวะแก๊ส Step 2 Heat of hydration DH = -784 kJ/mol Step 1 Lattice energy U = 788 kJ/mol Heat of solution DH = 4 kJ/mol 61
- 62. สารประกอบของหมู่ IIA มักไม่ค่อยละลายน้า ซึ่งแบ่งแนวโน้ม การละลายเป็น 2 กลุ่มคือ 1. สารประกอบ SO42-(ซัลเฟต), CO32-(คาร์บอเนต), C2O42-( ออกซาเลต), CrO42-(โครเมต) “การละลายลดลงเมื่อไอออนโลหะมีขนาดใหญ่ขึ้น” 62
- 63. 63
- 64. Ion - อธิบาย 2+ 2+ ไอออน – กลุ่มนี้มีขนาดใหญ่ แม้ไอออน + จะมีขนาด เปลี่ยนไปก็ไม่มีผลต่อ (r+ + r- ) มากนัก ดังนั้น พลังงานแลตติซไม่ต่างกันมาก แต่พลังงานไฮเดรชันลดลงเมื่อรัศมีไอออนเพิ่มขึ้น การ ละลายน้าจึงลดลงเมื่อขนาดของโลหะไอออนใหญ่ขึ้น 2+ ดึงโมเลกุลน้าได้แรงกว่า 2+ 64
- 65. 2. สารประกอบ OH-, F“การละลายมากขึ้นเมื่อไอออนโลหะขนาดใหญ่ขึ้น” อธิบาย Ion - +2 +2 พลังงานแลตทิซมาก น้อย ไอออน – กลุ่มนี้มีขนาดเล็ก เมื่อเพิ่มขนาดไอออน + จะมี ผลทาให้ (r+ + r- ) เพิ่มขึ้น นั่นคือ ไอออน + และ – ในผลึก อยู่ห่างกันมากขึ้น ส่งผลให้พลังงานแลตติซลดลง “ผลึกจึง ละลายน้าได้มากขึ้นเมื่อไอออน + ของโลหะขนาดใหญ่ขึ้น” ผลของพลังงานแลตติซมีมากกว่าพลังงานไฮเดรชัน 65
- 66. โลหะหมู่ 13 Al, Ga, In, Tl ส่วน B เป็นกึ่งโลหะ สมบัติ จัดว่าว่องไว สามารถทาปฏิกิริยากับอโลหะหมู่อื่นๆได้ Al ถูกออกซิไดซ์ได้ง่าย เกิดเป็น Al2O3 เคลือบที่ผิวโลหะ 4Al(s) + 3O2(g) Al2O3(s) ∆G0 = -1582 kJ/mol Ga และ In เกิด oxide thin film นี้เช่นกัน “โลหะทั้งสามไม่ละลายใน HNO3 แต่ละลายในกรดที่ไม่มีออกซิเจน” 66
- 67. สารประกอบของโลหะหมู่ 13 † สารประกอบ SO42-, NO3-, X- ละลายน้าได้ดี † สารประกอบของ OH- ไม่ละลายน้า † ออกไซด์ของ Al และ Ga เป็นแอมโฟเทอริก † เมื่อเผา Al(OH)3 จะได้ Al2O3 ที่เสถียร จุดหลอมเหลว สูง และทนไฟ 67
- 68. ปฏิกิริยาของโลหะหมู่ 13 2M + 6H+ 2M3+ + 3H2 M = Al, Ga, In ส่วน Tl ให้ Tl+ 4M + 3O2 2M + 3X2 2Al + N2 2M + 2OH- + 6H2O 2M2O3 อุณหภูมิสูง , Tl ให้ Tl2O ด้วย 3MX3 2AlN X = เฮโลเจน (หมู่17) เกิดปฏิกิริยาเฉพาะ Al 2M(OH)4- + 3H2 M= Al, Ga 68
- 69. โลหะหมู่ 14 ธาตุในหมู่นี้มีการเปลี่ยนแปลงจาก อโลหะ ไปเป็นโลหะเมื่อ เลขอะตอมสูงขึ้น C อโลหะ, Si และ Ge กึ่งโลหะ, Sn และ Pb โลหะ 69
- 70. ปฏิกิริยาของโลหะหมู่ 14 • Sn และ Pb เป็นโลหะที่อ่อน จุดหลอมเหลวต่า และค่อนข้าง ว่องไว สามารถเกิดปฏิกิริยาได้ดังนี้ Sn + 2X2 2SnX4 Pb + X2 PbX2 Sn + O2 SnO2 2Pb + O2 X = ธาตุเฮโลเจน 2PbO ที่ อุณหภูมิสูง 70
- 71. โลหะหมู่ 15 Bi (Bismuth) • พบในรูป Bi2O3, Bi2S3 • เป็นโลหะที่แข็งแต่ด้าน ไม่มันวาว • การจัดเรียง e- เป็น ns2np3 เลขออกซิเดชันเป็น +3 และ +5 • สารประกอบ Bi(V) ไม่เสถียร จึงเป็นตัวออกซิไดซ์ทแรง ี่ เช่น NaBiO3 (sodium bismuthate) 71
- 72. ปฏิกิริยาของโลหะหมู่ 15 4Bi(s) + 3O2 2Bi2O3(s) Bi3+ ถูกไฮโดรไลซ์ ได้ดี ดังสมการ Bi3+(aq) + 3H2O Bi(OH)3(s) + 3H+(aq) Bi2O3(s) และ Bi(OH)3(s) เป็นเบส 72
- 73. สารประกอบของอโลหะและกึ่งโลหะ 1. ไฮไดรด์ Hydrides ไฮโดรเจนสร้างพันธะโคเวเลนต์กับอโลหะและกึ่งโลหะ เพราะ ไฮโดรเจนมี EN สูงพอที่จะสร้างพันธะโคเวเลนต์ กับอโลหะได้ เกิดเป็นสารประกอบไฮไดรด์ เลขออกซิเดชันของ H เป็น +1 73
- 74. สูตรทั่วไปของไฮไดรด์โคเวเลนต์ HX เมื่อ X = ธาตุหมู่ 17 (HF, HCl) H 2X เมื่อ X = ธาตุหมู่ 16 (H2O, H2S) H3X เมื่อ X = ธาตุหมู่ 15 (NH3, PH3) H 4X เมื่อ X = ธาตุหมู่ 14 (CH4, SiH4) 74
- 75. การเตรียมไฮไดรด์ 1. วิธีรวมตัวระหว่างไฮโดรเจนกับธาตุโดยตรง H2 + Cl2 2HCl 2H2 + O2 2H2O * ใช้ได้เฉพาะกับอโลหะที่ว่องไวมากๆ เช่น C, N, O, F, S, Cl, Br 2. เติมโปรตอนจากกรดเข้าไปรวมกับคู่เบสของไฮไดรด์ของอโลหะ Xn- + nHA HnX + nA- เมื่อ Xn- เป็นคู่เบสของ HnX NaCl(s) + H2SO4(l) HCl(g) + NaHSO4(s) 75
- 76. อโลหะออกไซด์ M-O ธาตุอโลหะ การเตรียมอโลหะออกไซด์ • ปฏิกิริยารวมตัวโดยตรงระหว่างธาตุกับออกซิเจน S + O2 SO2 C + O2 CO2 H2 + 1/2O2 H2O * มักต้องใช้ความร้อนช่วยในการเร่งปฏิกิริยา และใช้พลังงาน มากในธาตุที่ไม่ว่องไวมาก 76
- 77. • เผาอโลหะไฮไดรด์โดยตรงกับออกซิเจน CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O หรือใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 77
- 78. สารประกอบเฮไลด์ของอโลหะ ธาตุอโลหะหมู่ อื่นๆ • MXm ธาตุหมู่ 17 จานวนอะตอมของธาตุ หมู่ 17 เฮโลเจนทาปฏิกิริยากับอโลหะให้มากกว่า 1 ชนิด ขึ้นกับ โครงสร้างอิเล็กตรอนและขนาดอะตอมของธาตุนั้น แบ่งเฮไลด์เป็น 2 กลุ่ม 1. กลุ่มที่เป็นไปตามกฎออกเตต ธาตุหมู่ 17, 16, 15, 14 เช่น ClF, OF2, NCl3, CCl4 78
- 79. 2. กลุ่มที่ไม่เป็นไปตามกฎออกเตต ได้แก่ ธาตุคาบที่ 3 เป็นต้นไป เพราะคาบที่ 2 มี เวเลนต์อิเล็กตรอนมากที่สุดได้ 8 e- จาก 2s และ 2p-ออร์บิทัล แต่ธาตุตั้งแต่คาบที่ 3 ลงไป มี d-ออร์บิทัล ทีว่างและมี ่ ระดับพลังงานต่าพอที่จะเกิดไฮบริไดเซชันได้ และรับ อิเล็กตรอนเพิ่มได้ เช่น PCl5 , SF6 79
- 80. มาจาก F 1 อะตอม เช่น SF6 S [Ne] _ _ _ _ _ _ _ _ _ 3s 3p 3d ใช้ 3d เกิดไฮบริไดเซชัน S [Ne] _ _ _ _ _ _ d2sp3 ___ 3d ที่เหลือ * เมื่อรับ 1 อิเล็กตรอนจาก F 6 อะตอม เป็น 12 e- ซึ่งเกินออกเตต 80
- 82. ขนาดของเฮโลเจนมีผลต่อการเข้าทาปฏิกิริยาเช่นกัน เฮโลเจนขนาดใหญ่ขึ้นจะเกิดพันธะกับธาตุอะตอมกลางได้ ลดลง เช่น F เกิด SF4 , SF6 แต่ Cl มี SCl4 เท่านั้น และไม่มี SBr4 หรือ SI4 • เมื่ออะตอมกลางใหญ่ขึ้น เช่น Te จะมีอะตอมขนาดใหญ่มาล้อมมากขึ้น TeF4 , TeCl4 , TeBr4 , TeI4 82
- 83. สารประกอบของแก๊สมีตระกูล He , Ne , Ar มี IE สูง เฉื่อยต่อปฏิกิริยาเคมี Kr , Xe , Rn มี IE ต่ากว่า เกิดสารประกอบได้ เช่น XeF2 , XeF4 , XeF6 เริ่มจากการทดลองผ่านแก๊ส Xe ลงในแก๊ส PtF6 พบว่าเกิด ของแข็งขึ้น ดังสมการ Xe(g) + PtF6(g) Xe+PtF6- (s) 83
- 84. • Rn มีสมบัตทางเคมีคล้าย Xe แต่ Rn เป็นธาตุกัมมันตรังสีจึง ิ สลายต่อไป • สารประกอบ F ของ Kr ไม่เสถียร สลายตัวเร็ว • Xe มีเลขออกซิเดชันเป็น +2, +4, +6 , +8 • Kr มีเลขออกซิเดชันเป็น +2 • สารประกอบ F ของ Xe ได้จากเผา Xe โดยตรงกับ F2 ที่ อุณหภูมิ สูงกว่า 250 oC เช่น Xe(g) + F2(g) XeF2(g) XeF2(g) + F2(g) XeF4(g) 84
- 85. XeF4(g) + F2(g) XeF6(g) สารประกอบ F ของ Xe เป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรง ดังสมการ XeF6 + SiO2 2XeOF4 + SiF4 85