อะตอมประกอบด้วยอะไรบ้าง

แนวคิดเกี่ยวกับอะตอมกล่าวว่า"อะตอมเป็นอนุภาคที่ไม่สามารถแบ่งแยกต่อไปได้อีก"

เราเห็นด้วยกับคำกล่าวนี้หรือไม่ เพราะเหตุใด

อนุภาคในอะตอม

อะตอมประกอบด้วยอนุภาคมูลฐานที่สำคัญ 3 อนุภาค ได้แก่

1.อิเล็กตรอน (electron)
2.โปรตอน (proton)
3.นิวตรอน (neutron)

อนุภาคขนาดเล็กคือโปรตอน, นิวตรอน และอิเล็กตรอน มีคุณสมบัติต่างกันดังตาราง

จากตาราง
อะตอมที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะมีประจุบวกเท่ากับประจุลบ แสดงว่าในอะตอมมีจำนวนโปรตอนเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนซึ่งในอะตอมจะมีโปรตอนจำนวนเท่ากับ"เลขอะตอม"

จำนวนโปรตอน=จำนวนอิเล็กตรอน

โปรตอนกับนิวตรอนเป็นอนุภาคที่มีน้ำหนักมากเมื่อเทียบกับอิเล็กตรอน ดังนั้นมวลของอะตอมก็คือจำนวนโปรตอนรวมกับจำนวนนิวตรอน นั่นคือ "เลขมวล"
เลขมวล=จำนวนโปรตอน+จำนวนนิวตรอน

เมื่อ A แทน เลขมวล
Z แทน เลขอะตอม
X แทน สัญลักษณ์ของธาตุ

เช่น

เลขอะตอม=จำนวนโปรตอน=จำนวนอิเล็กตรอน

11=จำนวนโปรตอน=จำนวนอิเล็กตรอน

เลขมวล=จำนวนโปรตอน+จำนวนนิวตรอน
23=11+จำนวนนิวตรอน
จำนวนนิวตรอน=23-11=12
นั่นคือ ธาตุโซเดียมมีจำนวนโปรตอน, อิเล็กตรอนและนิวตรอนเท่ากับ 11, 11, 12 ตามลำดับ

จากที่กล่าวมาข้างต้น เราจะเห็นว่าอะตอมไม่ใช่ส่วนที่เล็กที่สุดของสสาร เพราะยังมีอนุภาคมูลฐานของอะตอมที่เล็กกว่า คือโปรตอนนิวตรอนและอิเล็กตรอน แต่ทราบหรือไม่ว่า...มีอนุภาคที่มีขนาดเล็กกว่าอนุภาคมูลฐานของอะตอมอีกหรือไม่ ภายในอะตอม จะประกอบด้วยอนุภาคมูลฐาน 3 ชนิด คืออิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอน โดยมีแกนกลางที่ว่างขึ้น จากโปรตอนและนิวตรอน เรียกว่านิวเคลียส และมีอิเล็กตรอนที่ว่องไววิ่งอยู่รอบๆ อนุภาคเหล่านี้จะจับยึดกันอยู่ด้วยแรงสองชนิดคือ แรงแม่เหล็กไฟฟ้า และแรงนิวเคลียร์

หลังปี ค.ศ. 1960 นักวิทยาศาสตร์ ได้ศึกษาพบว่า มีอนุภาคที่มีขนาดเล็กกว่าอยู่ในโปรตอนและนิวตรอน ซึ่งได้รับการตั้งชื่อภายหลังว่า"ควาร์ก" (quark)ควาร์กมีขนาดเล็กกว่าโปรตอนประมาณ 1,000 เท่า และมีพลังงานจากประจุไฟฟ้า ประมาณ 1/3 - 2/3 ของโปรตอนปัจจุบันเราพบควาร์กถึง 6 ชนิด ได้แก่ อัพ (up) ดาวน์ (down) สเตรนจ์ (Strenge) ชาร์ม (charm) ทอป (top) และบอททอม (bottom)

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

การจัดเรียงอิเล็กตรอน (electron configuration)

เมื่อพิจารณาโครงสร้างอะตอมของธาตุซึ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนมากกว่า 1 อิเล็กตรอน การจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนที่เพิ่มเข้าไปต้องอาศัยหลักการดังต่อไปนี้ เข้าไปช่วยอธิบายเพราะการแก้สมการชเรอดิงเงอร์ทำได้ยาก

หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน

1.หลักการกีดกันของเพาลี (Pauli Exclusion Principle)
2.กฎของฮุนด์ (Hund’s Rule)
3.หลักเอาฟเบา (Aufbau principle)

สัญลักษณ์ที่ใช้ในการจัดเรียงอิเล็กตรอน
การจัดเรียงอิเล็กตรอนเขียนแทนด้วยแผนภาพออร์บิทัล เช่น ธาตุ He มี 2 อิเล็กตรอน เขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ 1s2อ่านว่า หนึ่งเอสสอง

ช่องสี่เหลี่ยมแทนออร์บิทัล โดยแต่ละออร์บิทัลบรรจุได้ 2 อิเล็กตรอน

จะเห็นว่า ใน 1 ออร์บิทัลมีอิเล็กตรอน 2 ตัว เพื่อที่จะให้อิเล็กตรอนสองตัวต่างกันจึงกำหนดเลข ควอนตัมสปินจากภาพด้านบนนี้อิเล็กตรอนตัวที่ 1 สปินขึ้นส่วนตัวที่ 2 สปินลง

วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุที่ไม่มีประจุ
ตัวอย่างการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุนิเกิล (Ni) ซึ่งเป็นธาตุที่พบในทองเหลือง สัญลักษณ์ของธาตุคือ
จากสัญลักษณ์ของธาตุ พบว่า Ni มีอิเล็กตรอน 28 ตัว จัดเรียงอิเล็กตรอนได้ดังนี้

1. จัดตามแผนผังการจัดเรียงอิเล็กตรอน

การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Ni ซึ่งมี 28 อิเล็กตรอน เขียนได้เป็น 1s22s22p63s23p64s23d8

2. จัดเรียงตามระดับพลังงาน

การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Ni ซึ่งมี 28 อิเล็กตรอน เขียนได้เป็น 1s22s22p63s23p64s23d8
จากการจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Ni จะสังเกตเห็นว่า Ni มีอิเล็กตรอนเดี่ยวใน 3d ออร์บิทัล ทำให้มีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น paramagnetic คือ สารที่แม่เหล็กดูด
บางธาตุมีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น diamagnetic เช่น ธาตุนีออน(Ne) มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 1s22s22p6

1s22s22p6

จะเห็นว่าอิเล็กตรอนของ Ne จับคู่กันหมด จึงมีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น diamagnetic ซึ่งจะถูกแม่เหล็กผลักเล็กน้อย

3. จัดโดยอาศัยตารางธาตุ

ธาตุในคาบที่ 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 มีค่า n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ตามลำดับ
ธาตุในหมู่ IA และ IIA อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ใน s ออร์บิทัล
ธาตุในหมู่ IIIA ถึง VIIIA อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ใน p ออร์บิทัล
ธาตุทรานสิชัน(transition) อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ใน d ออร์บิทัล
ธาตุทรานสิชันชั้นใน(inner transition) อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ใน f ออร์บิทัล
จำนวนอิเล็กตรอนคือลำดับของธาตุนั้นในกลุ่มออร์บิทัลว่าอยู่ธาตุที่เท่าใดนับจากซ้ายไปขวา

การจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุในตารางธาตุ

จากแผนภาพการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุต่าง ๆ จะเห็นว่า
จากเลขควอนตัมแม่เหล็ก(ml) เราทราบจำนวนออร์บิทัลใน s, p, d, f ว่ามี 1, 3, 5 และ 7 ออร์บิทัล ตามลำดับ
การบรรจุอิเล็กตรอนให้จัดเรียงในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำก่อน ตามหลักเอาฟบาว
การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน ให้จัดเรียงอิเล็กตรอนเดี่ยวในออร์บิทัลให้เต็มก่อน ตามหลักของฮุนด์
จะสังเกตเห็นว่า ธาตุในคอลัมน์เดียวกันจะมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน(อิเล็กตรอนวงนอกสุด)เท่ากัน เช่น

O [He] 2s22p4
S [He] 3s23p4

ทำให้ธาตุ O กับ S มีสมบัติทางเคมีส่วนใหญ่คล้ายกัน มีส่วนที่ต่างกันเล็กน้อย เพราะอิเล็กตรอนวงนอกสุดของ O อยู่ในระดับพลังงานที่ 2 แต่ของ S อยู่ในระดับพลังงานที่ 3

วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนของไอออนของธาตุ
1. จัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุหลัก เช่น Ni จัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น1s22s22p63s23p64s23d9
2. ถ้าไอออนของธาตุนั้นมีประจุบวก คือ เสียอิเล็กตรอนไปเท่ากับจำนวนประจุ เช่น Li+เสีย 1 อิเล็กตรอน, Ni2+เสีย 2 อิเล็กตรอน เป็นต้น โดยอิเล็กตรอนที่เสียไป คือ อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสูงสุด

Ni :1s22s22p63s23p64s23d8
Ni2+:1s22s22p63s23p63d8

3. ถ้าไอออนของธาตุนั้นมีประจุลบ คือ รับอิเล็กตรอนมาเท่ากับจำนวนประจุ เช่น Cl-รับ 1 อิเล็กตรอน, O2-รับ 2 อิเล็กตรอน เป็นต้น

Cl :1s22s22p63s23p5
Cl-:1s22s22p63s23p6

แบบจำลองอะตอม (Atomic model)

เป็นภาพทางความคิดที่แสดงให้เห็นรายละเอียดของโครงสร้างอะตอมที่สอดคล้องกับผลการทดลองและใช้อธิบายปรากฎการณ์ของอะตอมได้ ซึ่งหลังจากสมัยของดาลตัน ผลการทดลองของนักวิทยาศาสตร์ในรุ่นต่อมาได้ค้นพบว่าอะตอมมีโครงสร้างที่สลับซับซ้อน มีธรรมชาติที่เป็นไฟฟ้าเกี่ยวข้องอยู่ด้วย และสามารถแบ่งแยกให้เล็กลงได้อีกในบางอะตอม ดังนั้นจึงมีแบบจำลองอะตอมของนักวิทยาศาสตร์เกิดขึ้นมาอีกหลายแบบ ได้แก่

แบบจำลองอะตอมของดอลตัน 

ในปี พ.ศ. 2346 (ค.ศ. 1803) จอห์น ดอลตัน (John Dalton) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมเพื่อใช้อธิบายเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารก่อนและหลังทำปฏิกิริยา รวมทั้งอัตราส่วนโดยมวลของธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบ ซึ่งสรุปได้ดังนี้

1.ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็ก ๆ หลายอนุภาค อนุภาคเหล่านี้เรียกว่า“อะตอม”ซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ และทำให้สูญหายไม่ได้

2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีสมบัติเหมือนกัน เช่นมีมวลเท่ากัน แต่จะมีสมบัติต่างจากอะตอมของธาตุอื่น

3. สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่าหนึ่งชนิดทำปฏิกิริยาเคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อย ๆ

ในปลายคริสต์ศตวรรษที่ 19 ได้มีการค้นพบรังสีชนิดหนึ่ง ซึ่งเรียกว่า รังสีแคโทด (cathode ray) ที่ได้จากการทดลองของนักวิทยาศาสตร์ชื่อ Julius Plicker ซึ่งใช้หลอดแก้วที่สูบอากาศออก และมีอิเล็กโตรด 2 อันอยู่คนละข้าง (แอโนดเป็นขั้วไฟฟ้าบวก และแคโทดเป็นขั้วไฟฟ้าลบ) ของหลอดแก้ว และต่อไปยังไฟฟ้าที่มีศักย์สูง ทำให้เกิดรังสีขึ้นภายในหลอดแก้ว เรียกว่า รังสีแคโทด

ภาพหลอดรังสีแคโทด

และในปี 1897 ได้มีผู้ทำการทดลองเกี่ยวกับรังสีแคโทดนี้ โดยค้นพบว่ามีอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าลบ ซึ่งต่อมาเรียกว่า "อิเล็กตรอน" จากรังสีแคโทด เขาผู้นี้คือเซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน ( Sir Joseph John Thomson )ดังนั้นความเชื่อที่เข้าใจกันว่าอะตอมแบ่งแยกอีกไม่ได้ จึงไม่ถูกต้องอีกต่อไป และ ทอมสันได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นใหม่ ดังนี้"อะตอมมีลักษณะเป็นรูปทรงกลมประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุบวก และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุไฟฟ้าลบ อะตอมโดยปกติอยู่ในสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งทำให้ทั้งสองประจุนี้มีจำนวนเท่ากันและกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอภายในอะตอมโดยมีการจัดเรียงที่ทำให้อะตอมมีสภาพเสถียรมากที่สุด" ดังรูป

แต่แบบจำลองอะตอมของทอมสันนี้ยังไม่สามารถอธิบายข้อสงสัยบางอย่างได้ เช่น ประจุไฟฟ้าบวกอยู่กันได้อย่างไรในอะตอม และ ไม่สามารถอธิบายคุณสมบัติอื่นๆของอะตอม ตัวอย่างเช่น สเปกตรัมที่แผ่ออกมาจากธาตุ จึงมีนักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาค้นคว้าและทดลองเพื่อหาข้อเท็จจริงต่อมา และปัจจุบันก็ได้ทราบว่าแบบจำลองนี้ไม่ถูกต้องแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ด (Ernest Rutherford)ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา( นิวเคลียสของอะตอมฮีเลียม ) ไปที่แผ่นโลหะบาง ในปี พ.ศ.2449 และพบว่าอนุภาคนี้สามารถวิ่งผ่านได้เป็นจำนวนมาก แต่จะมีเพียงส่วนน้อยที่เป็นอนุภาคที่กระเจิง(การที่อนุภาคเบนจากแนวการเคลื่อนที่จากที่เดิมไปยังทิศทางต่างๆกัน) ไปจากแนวเดิมหรือสะท้อนกลับทางเดิม

จากการทดลองนี้ รัทเธอร์ฟอร์ดจึงได้เสนอแบบจำลองอะตอมว่า "อะตอมมีลักษณะโปร่ง ประกอบด้วยประจุไฟฟ้าบวกที่รวมกันอยู่ที่ศูนย์กลางเรียกว่า นิวเคลียส ซึ่งถือว่าเป็นที่รวมของมวลเกือบทั้งหมดของอะตอมโดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบๆนิวเคลียสด้วยระยะห่างจากนิวเคลียสมาก เมื่อเทียบกับขนาดของนิวเคลียส และระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนเป็นที่ว่างเปล่า"

แต่แบบจำลองนี้ยังมีข้อกังขาที่ยังไม่สามารถหาคำตอบได้คือ

1.อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยมีความเร่งจะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา ทำให้พลังงานจลน์ลดลง ทำไมอิเล็กตรอนวิ่งวนรอบนิวเคลียสตามแบบจำลองของรัทเธอร์ฟอร์ด จึงไม่สูญเสียพลังงาน และไปรวมอยู่ที่นิวเคลียส

2. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัว เมื่อวิ่งวนรอบนิวเคลียสจะจัดการเรียงตัวอย่างไร

3. ประจุบวกที่รวมกันอยู่ในนิวเคลียส จะอยู่กันได้อย่างไร ทั้งๆที่เกิดแรงผลักแบบจำลองอะตอมของโบร์นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาเรื่องเกี่ยวกับอะตอมโดยได้เสนอแบบจำลองอะตอมจากการทดลองที่เกิดขึ้นซึ่งแบบจำลองของรัทเธอร์ฟอร์ดได้รับการยอมรับแต่ก็ยังไม่สมบูรณ์ จึงมีผู้พยายามหาคำอธิบายเพิ่มเติม

โดยในปี 1913นีล โบร์ (Niels Bohr) ได้นำทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมมาประยุกต์ใช้ในการทดลอง เพื่อพัฒนาแบบจำลองอะตอมของรัทเธอร์ฟอร์ดแต่ในการทดลองของเขาสามารถอธิบายได้เฉพาะอะตอมของไฮโดรเจนที่มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว โดยได้เสนอแบบจำลองอะตอมของไฮโดรเจนว่า

1. อิเล็กตรอนจะวิ่งวนเป็นวงกลมรอบนิวเคลียส โดยมีวงโคจรบางวงที่มีอิเล็กตรอนไม่แผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมาในวงโคจรดังกล่าว

2. อิเล็กตรอนจะรับหรือปล่อยพลังงานออกมา เมื่อมีการเปลี่ยนวงโคจรที่กล่าวในข้อที่ 1 พลังงานที่อิเล็กตรอนรับหรือปล่อยออกมาจะอยู่ในรูปคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

ซึ่งสมมติฐานของโบร์ สามารถอธิบายปัญหาปรากฏการณ์ของอะตอมไฮโดรเจนได้ คือ1. เหตุผลที่อิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสของไฮโดรเจนได้โดยไม่แผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า เพราะอิเล็กตรอนโคจรในระดับพลังงานของอะตอมบางวง ซึ่งวงในสุดจะเสถียร2. สเปกตรัมของไฮโดรเจนเกิดจากการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนจากสถานะกระตุ้นมายังสถานะต่ำกว่า หรือสถานะพื้น จะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา อาจเห็นเป็นเส้นสว่างที่ไม่ต่อเนื่อง และอาจมีความถี่อื่นๆ อีกที่ตามองไม่เห็น 

แบบจำลองอะตอมของซัมเมอร์ฟิลด์

ซัมเมอร์ฟิลด์ (Summerfield) กล่าวว่า "อิเล็กตรอนจะโคจรรอบนิวเคลียส ซึ่งวงแรกจะเป็นทรงกลม วงต่อๆไปจะเป็นวงรี"

แบบจำลองอะตอมของกลุ่มหมอก

อะตอมจะประกอบด้วย กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียส โดยมีทิศทางไม่แน่นอน โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนบริเวณใกล้นิวเคลียสมีมากกว่าบริเวณที่อยู่ห่างจากนิวเคลียส

เนื่องจากแบบจำลองอะตอมของโบร์ใช้อธิบายได้ดีเฉพาะธาตุไฮโรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ดังนั้นถ้าธาตุมีหลายอิเล็กตรอน ทฤษฏีของโบร์ไม่สามารถอธิบายได้ นักวิทยาศาสตร์จึงค้นคว้า ทดลองจนเกิดเป็นแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก ซึ่งมีลักษณะดังนี้ 

• อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง วงโคจรไม่จำเป็นต้องเป็นวงกลมเสมอ
• ไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้
• บริเวณกลุ่มหมอกหนาทึบ แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนบริเวณนั้นมาก และบริเวณที่กลุ่มหมอกจาง แสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนน้อย