สเปกตรัมของธาตุ

การเกิดสเปกตรัมอะตอม  

          การศึกษาสเปกตรัมอะตอมเปรียบเสมือนลายพิมพ์นิ้วมื้อของมนุษย์ซึ่งใช้พิสูจน์บุคคลได้เนื่องจากลายพิมพ์นิ้วมื้อแต่ละคนไม่เหมือนกันเป็นลักษณะเฉพาะบุคคลสเปกตรัมอะตอมก็เช่นกันเป็นลักษณะเฉพาะอะตอม ธาตุแต่ละชนิดจะมีชุดของสเปกตรัมอะตอมไม่เหมือนกันเลย ดังนั้นเราจึงใช้ข้อมูลที่อ่านได้จากชุดของสเปกตรัมเพื่อพิสูจน์อะตอมได้จากชุดของสเปกตรัมเพื่อพิสูจน์อะตอมได้

สเปกตรัมอะตอมเกิดขึ้นได้อย่างไร

        แบบที่ 1: เกิดจากการเผาวัตถุแข็งหรือวัตถุเหลวให้ร้อน เช่น การเผาเกลือแกง (NaCl) จะได้ไอร้อน ของโซเดียมบริสุทธิ์ซึ่งจะปล่อยคลื่นแสงที่ประกอบด้วยคลื่นทุกย่านความถี่อย่างต่อเนื่อง สเปกตรัมที่เกิดจากวิธีนี้เรียกว่า สเปกตรัมต่อเนื่องแถบสว่าง (continuousbright    spectrum)

          แบบที่ 2: เกิดจากการเผาแก๊สให้ร้อนแทนที่จะเป็นวัตถุแข็งสเปกตรัมที่เกิดจากวิธีนี้เรียกว่าสเปกตรัมเส้นสว่าง (bright ling spectrum)

          แบบที่ 3: เกิดจากการปล่อยให้คลื่นแสงที่มีความถี่ต่อเนื่อง(จากแบบที่ 1)ผ่านแก๊สเย็น สเปกตรัมที่ เกิดจากวิธีนี้ เรียกว่า สเปกตรัมต่อเนื่องกับเส้นมืด (continuous spectrum with dark lines)

ภาพ แสดงสเปกตรัมต่อเนื่องกับเส้นมืด

ที่มา:http://www.electron.rmutphysics.com/news/index.php?option=com_content&task=view&id=675&Itemid=14

                   สังเกตตำแหน่งของเส้นสว่างในแบบที่ 2  จะเห็นได้ว่า  ทุกเส้นจะอยู่ตรงตำแหน่งเดียวกับตำแหน่งของเส้นมืด ในแบบที่  3  ทั้งที่เป็นเพราะแก๊สเย็นซึ่งอยู่ในสภาวะปกติ (ไม่ถูกกระตุ้น) ดูดกลืนคลื่นแสงที่มีความถี่ค่าตรงกัน กับความถี่ของคลื่นที่มันปลดปล่อยออกมาขณะร้อน นั้นหมายความว่า สถานะพลังงานของแก๊สต้องมีคุณลักษณะอะไรบางอย่างที่แน่นอนและกระบวนการเปลี่ยนแปลงระดับพลังงานต้องย้อนกลับได้

สเปกตรัมของไฮโดรเจนอะตอม  

             ทำไมต้องสนใจสเปกตรัมของไฮโดรเจนอะตอมนักวิทยาศาสตร์ให้ความสนใจศึกษาและเจาะลึกข้อมูลที่มาจากสเปกตรัมของไฮโดรเจนอะตอมมากเป็นพิเศษมากกว่าอะตอมของธาตุอื่นเพราะแม้ดวงอาทิตย์มีธาตุชนิดต่างๆจำนวนมากมายแต่ธาตุที่พบมากที่สุด  คือ  ธาตุไฮโดรเจน  ชั้นบรรยากาศบนดวงอาทิตย์เพียง  2  ชั้นเท่านั้นที่มนุษย์สามารถมองเห็นได้  คือ  ชั้นโฟโตสเฟียร์กับชั้นโครโมสเฟียร์เป็นชั้นบรรยากาศที่เย็นเพียงพอสำหรับธาตุไฮโดรเจนที่สามารถมีอยู่ได้ในรูปอะตอมและตรงนี้นี่เองที่เรามองเห็นสเปกตรัมการดูดกลืนและการคายคลื่นแสงของไฮโดรเจนอะตอม

        การวิเคราะห์ข้อมูลจากลักษณะของสเปกตรัมเพื่อเสนอโครงสร้างอิเล็กดรอนของไฮโดรเจนอะตอมก่อนปี  ค.ศ. 1913 ซึ่งเป็นปีที่นิล  โบร์เสนอรูปแบบโครงสร้างอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนอะตอมพร้อมทั้งแผนผังระดับพลังงานในอะตอมยังไม่มีใครพิสูจน์ทราบแน่ชัดว่ารูปแบบโครงสร้างที่ถูกต้องควรเป็นอย่างไรได้แต่เพียงพยายามตั้งสมมติฐานแล้วเสนอสมการทางคณิตศาสตร์อย่างง่ายเพื่อทำนายตำแหน่งของเส้นสเปกตรัมให้ตรงกับผลการวัดเท่านั้น

ภาพ แสดงตัวอย่างสเปกตรัมอะตอมแบบเส้นสว่างของธาตุบางตัว

ที่มา : http://cat.middlebury.edu/~chem/chemistry/class/general/ch103/hatom/intro.html

         รูปแบบโครงสร้างพื้นฐานที่น่าจะนึกถึงมากที่สุด คือให้เปรียบเทียบกับระบบสุริยะโดยคิดว่าอะตอมไฮโดรเจนประกอบด้วยนิวเคลียส (เทียบได้กับดวงอาทิตย์) อยู่ตรงกึ่งกลางของระบบมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัว(เทียบได้กับว่าระบบนี้มีดาวเคราะห์เพียงดวงเดียว) เคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นวงโคจรที่มีรัศมีขนาดต่างๆโดยมีเงื่อนไขว่าอิเล็กตรอนสามรถโคจรในวงโคจรได้ที่ละวงตามที่กำหนดเราจะเรียกเป็นวงที่ 1 , 2 ,.......n  จากวงสุดท้ายตามลำดับเมื่ออิเล็กตรอนกระโดนจากวงในวงหนึ่งไปยังวงนอกอีกวงหนึ่งมันจะดูดกลื่นพลังงานค่าหนึ่งที่มีค่าแน่นอนทำให้เราได้สเปกตรัมการดูดกลื่นแต่ถ้าหล่นลงมาจากวงนอกวงเดิมเข้าสู่วงในเดิมมันจะปลดปล่อยพลังงานด้วยค่าเดียวกันและเราจะได้สเปกตรัมการปลดปล่อยกระบวนการดูดกลื่นและปลดปล่อยพลังงานด้วยวิธีนี้เราอาจสร้างสมการคณิตศาสตร์อย่างง่ายเพื่อทำนายตำแหน่ง

 การจัดเรียงอิเล็กตรอน

       การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก (Shell/Energy level)

       จากการศึกษาเรื่องพลังงานไอออไนเซชัน  ทำให้นักวิทยาศาสตร์สามารถทราบว่าในแต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุดกี่อิเล็กตรอน โดยให้ n  แทนลำดับที่ของพลังงาน (n = 1 , 2 , 3 , …ตามลำดับ)  จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงาน = 2n² 

                ระดับพลังงาน  n = 1  มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด  =   2n²  =  2 x  1²  =  2

                ระดับพลังงาน  n = 2  มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด  =   2n²  =  2 x  2²  =  8

                ระดับพลังงาน  n = 3  มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด  =   2n²  =  2 x  3²  =  18

                ระดับพลังงาน  n = 4  มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด  =   2n²  =  2 x  4²  =  32

                แต่สูตรการหาจำนวนอิเล็กตรอนดังกล่าวใช้ได้กับระดับพลังงาน n = 1  ถึง n = 4  เท่านั้น เพราะในระดับพลังงานต่อ ๆ ไปจะมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 32 นอกจากนั้นการศึกษาค่าพลังงานไอออไนเซชัน  พบว่าอิเล็กตรอนวงนอกซึ่งเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน ของธาตุต่าง ๆ มีได้ไม่เกิน 8

                เวเลนซ์อิเล็กตรอน  คือ  จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานนอกสุดหรือสูงสุด ของแต่ละธาตุจะมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 8

                หลักการจัดอิเล็กตรอน การจัดอิเล็กตรอนจะต้องจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่ำสุดก่อน แล้วจึงจัดในระดับพลังงานสูงขึ้นไป และอิเล็กตรอนวงนอกต้องไม่เกิน 8

ตัวอย่าง  ธาตุ Mg มีเลขอะตอม = 12  แสดงว่า Mg มีโปรตรอนและอิเล็กตรอน = 12  ตัว ในการศึกษาค่า IE ลำดับต่าง ๆ  IE1 – IE2 พบว่ามีค่าอยู่ 3 กลุ่ม ดังนี้

               กลุ่มที่ 1          IE = 0.74 , 1.45 [IE1 , IE2]

               กลุ่มที่ 2          IE = 0.73 , 10.54 , 13.63 , 18.0 , 21.71 , 25.66 , 31.65 , 35.64 [IE3 ... IE10]

               กลุ่มที่ 3          IE = 170.0 , 189.37 [IE11 , IE12]

              การจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น  2  8  2

การจัดเรียงอิเล็กตรอน มีความสัมพันธ์กับการจัดหมู่และคาบอย่างไร

1. เวเลนซ์อิเล็กตรอน  จะตรงกับเลขที่ของหมู่ ดังนั้น ธาตุที่อยู่หมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  เท่ากัน
2. จำนวนระดับพลังงาน จะตรงกับเลขที่ของคาบ ดังนั้น ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น ₃₅Br มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนดังนี้ 2 , 8 , 18 , 7 ดังนั้น Br  จะอยู่ในหมู่ที่ 7 เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน  7 และอยู่คาบที่ 4 เพราะมีจำนวนระดับพลังงาน 4

หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน

1. จะต้องจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าในระดับพลังงานต่ำสุดให้เต็มก่อน จึงจัดให้อยู่ระดับพลังงานถัดไป
2. เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกิน 8 ไม่ได้
3. จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดเข้าไปของธาตุในหมู่ IA , IIA  เท่ากับ 8 ส่วนหมู่ IIIA - VIIIA  เท่ากับ 18

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

       การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ทำให้แต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนมากจึงเกิดปัญหาว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันได้อย่างไร ทำไมจึงไม่ผลักกัน เพื่อแก้ปัญหาดังกล่าว นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเกี่ยวกับระดับพลังงานย่อยเพื่อกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลัก เข้าสู่ระดับพลังงานย่อย โดยอาศัยรูปแบบโคจรของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นเกณฑ์ในการแบ่งอิเล็กตรอนเป็นกลุ่มย่อย ๆ และเรียกรูปแบบวงโคจรนี้ว่าออร์บิทัล (Orbital) โดย 1 ออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยมี 4 ระดับ คือ s, p, d, f โดยระดับพลังงานย่อยมี

       s มี 1 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน

       p มี 3 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน

       d มี 5 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน

       f  มี 7 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอน

หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

1. จัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต่าง ๆ จะต้องจัดเข้าในระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดก่อนแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานสูงขึ้น(ตามหลักของเอาฟบาว) ดังแผนผังต่อไปนี้

จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้

             1s    2s   2p  3s   3p  4s  3d  4p   5s   4d    5p   6s   4f    5d   6p    7s

             เช่น  ₁₇Cl  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย   1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁵

                        ₂₁Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย 1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s²   3d¹

2. อิเล็กตรอน2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศรตามหลักการของเพาลี
3. การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร    เช่น

                          ₂₄Cr  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย ดังนี้1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s¹   3d⁵  ไม่ใช่ 1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s²   3d⁴      

           เพราะโครงสร้างแบบแรกเสถียรกว่า เพราะ 4s และ 3d จะบรรจุกึ่งหนึ่ง หรือเขียนโครงสร้างของอิเล็กตรอนแบบย่อ ๆ ได้ว่า (Ar) 4s¹   3d⁵ 

ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

1. เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่ เช่น

          ธาตุ ₁₄Si  จะเป็นธาตุในหมู่ 4

          ธาตุ ₁₁Na จะเป็นธาตุในหมู่ 1

2. ธาตุหมู่IA และ IIA ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไป จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 8 เสมอ เช่น

             ₁₁Na จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 1         ₁₂Mg จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 2

             ₁₉K จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 1     ₂₀Ca จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 2

3. ธาตุหมู่IIIA ถึง VIIIA   ตั้งแต่หมู่ที่ IIIA คาบ 4 เป็นต้นไป    จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 18 เสมอ  เช่น

            ₃₁Ga  2, 8, 18, 3  (หมู่ 3 คาบ 4)

            ₃₃As  2, 8, 18, 5  (หมู่ 5 คาบ 4)

4. ถ้าธาตุนั้นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามข้อ2 และ 3 คือมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้น มีค่าตั้งแต่ 9 – 18  แต่วงนอกสุดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1หรือ 2 นักเรียนก็ทำนายได้ทันทีว่าเป็นธาตุแทรนซิชัน เช่น

           ₂₉Cu 2, 8, 18, 1 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,18, 1

           ₂₃V 2, 8, 8, 5 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,11, 2

      หมายเหตุ ธาตุแทรนซิชันที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 21 – 30 จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 ยกเว้น Cu กับCr จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1

แหล่งที่มา

 การเกิดสเปกตรัมอะตอม.  สืบค้นเมื่อ 22 มิถุนายน 2560, จาก

        http://www.electron.rmutphysics.com/news/index.php?option=com_content&task=view&id=675&Itemid=14

Spectroscopy
        Retrieved June 22, 2017, from 
        http://www.chem.ucalgary.ca/courses/351/Carey5th/Ch13/ch13-ms.html