โครงสร้างอะตอม Atoms

อะตอมและตารางธาตุ Atoms and Periodic table

By Natthaporn Kawirads Program CHEMISTRY

ดีโมครีตัส ( นักปราชญ์ชาวกรีก)

อะตอม (Atom) ”ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก”

อะตอม (Atom)

ทอมสัน

รัทเทร์ฟอร์ด

ดอลตัน

กลุ่มหมอก

แบบจ าลองอะตอมของดอลตัน - สารประกอบอนุภาคขนาดเล็ก ที่ไม่สามารถแบ่งแยกออกได้และสร้างขึ้นหรือท าลายให้สูญหายไปไม่ได ้- อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีมวลเท่ากัน มีสมบัติเหมือนกัน แต่ต่างจากอะตอมของธาตุอื่น - สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของอะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ชนิดข้ึนไป - อะตอมของธาตุ 2 ชนิดรวมกันจะเกิดเป็นสารประกอบได้หลายชนิด

แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน

อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม ประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุบวก(โปรตอน) และ อนุภาคที่มีประจุลบ(อิ เ ล็ กตรอน ) กระจายอยู่ ทั่ ว ไป อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้าจะม ี ประจุบวก = ประจุลบ

แบบจ าลองอะตอมของทอมสัน (ต่อ)

แบบจ าลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด

การค้นพบโปรตอน การค้นพบนิวตรอน

คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง

พลังงานไอออไนเซชัน

แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ) การค้นพบโปรตอน “ อ ะ ต อ ม ป ร ะ ก อ บ ด้ ว ย

นิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็กแต่มีมวลมาก และมีประจุบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบและมีมวลน้อยมากวิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียส”

แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ) การค้นพบนิวตรอน เซอร์เจมส์ แชดวิด ยิงอนุภาคแอลฟาไป

ยังธาตุต่างๆ จนพิสูจน์ได้ว่า มีอนุภาคอีกชนิดหนึ่งที่ เป็นกลางทางไฟฟ้า เรียกว่า นิวตรอน (Neutron) จากการทดลองท าให้แบบจ าลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเปลี่ยนไป คือ ภายในนิวเคลียสจะมี โปรตอน และนิวตรอนรวมกัน และมีอิเล็กตรอนวิ่งยุรอบๆ โดยเรียกอนุภาคทั้ง 3 ว่า “อนุภาคมูลฐาน”

แบบจ าลองอะตอมของรทัเทอรฟ์อร์ด(ต่อ)

เลขอะตอม

เลขมวล ไอโซโทป

ไอโซโทป ไอโซโทน และไอโซบาร์

ไอโซโทป คือ อะตอมชนิดเดียวกันมีเลขอะตอมเท่ากัน แต่เลขมวลไม่เท่ากัน ไอโซโทน คือ อะตอมของธาตุต่างชนิดกันมีจ านวนนิวตรอนเท่ากัน แต่จ านวนโปรตอนต่างกัน ไอโซบาร์ คือ อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน แต่เลขอะตอมต่างกัน

คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง

คลื่นและสมบัติของคลื่นแสง(ต่อ)

E = E หมายถึง พลังงานของคลื่น มีหน่วยเป็นจูล (joule) h หมายถึง ค่าคงที่ของแพลงค์ มีค่า 6.6x10-34 จูลวินาที (joule.sec) ν หมายถึง ความถี่ของคลื่น มีหน่วยเป็น รอบต่อวินาที หรือเฮิร์ต (Hz) c หมายถึง ความเข้มของแสง มีค่า 3x108 เมตรต่อวินาที λ หมายถึง ความยาวคลื่น หน่วยเป็นเมตร

= h ν

พลังงานไอออไนเซชัน พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization Energy : IE) พลังงานไอออไนเซชัน คือ พลังงานที่ใช้ในการดึงอิเล็กตรอน 1 อนุภาค ออกจากอะตอมในสถานะแก๊ส กลายเป็นไอออนบวก

เช่น การท าให้โฮโดรเจนอะตอมกลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊ส เขียนแสดงได้ดังนี้ H(g) H+(g) + e– IE = 1318 kJ/mol

แบบจ าลองอะตอมของกลุ่มหมอก

อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสอย่างรวดเร็ว ด้วยทิศทางไม่แน่นอนจึงไม่สามารถบอกต าแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้บอกได้แต่เพียงโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนในบริเวณต่าง ๆ ปรากฏการณ์แบบนี้เรียกว่ากลุ่มหมอกของอิเล็กตรอน บริเวณที่มีกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนหนาแน่นจะมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากกว่าบริเวณที่เป็นหมอกจาง

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

ระดับพลังงานหลัก

ระดับพลังงานย่อย

การจัดเรียง e แบบแสดงออร์

บิทัล

จากการศึกษาแบบจ าลองอะตอม โดยการค านวณหาค่าพลังงานอิเล็กตรอน ท าให้ทราบว่าอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน และมีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่รอบ ในระดับพลังงานต่างกัน

อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบนิวเคลียส พบว่าอะตอมจะมีระดับพลังงานหลัก 7 ระดับ คือ K L M N O P และ Q

หรือระดับพลังงาน n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 และ 7 และมี

ระดับพลังงานย่อย คือ s p d f By Natthaporn Kawirads Program CHEMISTRY

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

จ านวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลักมีจ านวนไม่เกิน 2n2 เมื่อ n คือระดับพลังงานหลักที่ 1 , 2 , 3 , . . . ระดับพลังงานหลัก n=1 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=2 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 8 อเิล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=3 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 18 อเิล็กตรอน ระดับพลังงานหลัก n=4 มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 32 อเิล็กตรอน

……………But!!........... ถ้าเป็นอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่อยู่ระดับสุดท้ายของอะตอม ซึ่ ง เป็นระดับพลังงานที่มีพลังงานสูงที่สุด จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 และเรียกอิเล็กตรอนในระดับนั้นว่า “เวเลนซ์อิเล็กตรอน”

ตัวอย่างเช่น ธาต ุ จ านวนE N=1 N=2

N=6 N=7

แบบย่อ

C 6 2 4 2,4

Ne 10 2 8 2,8

Na 11 2 8 1 2,8,1

Al 13 2 8 3 2,8,3

O 16 2 8 6 2,8,6

ระดับพลังงานย่อยของอิเล็กตรอนในอะตอม

ในระดับพลังงาน n=1 มี 1 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 1s

ในระดับพลังงาน n=2 มี 2 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 2s 2p

ในระดับพลังงาน n=3 มี 3 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 3s 3p 3d

ในระดับพลังงาน n=4 มี 4 ระดับพลังงานย่อย เขียนได้เป็น 4s 4p 4d 4f

ในแต่ละพลังงานย่อยจะประกอบด้วยออร์บิทอล (Orbital) ซึ่งออร์บิทอลในระดับพลังงานย่อยเดียวกันจะมีคา่พลังงานเท่ากัน

ในแตล่ะระดับพลังงานย่อย จะมีจ านวนออรบ์ิทอลแตกต่างกัน ดังนี้

ระดับพลังงานย่อย s มี 1 orbital

ระดับพลังงานย่อย p มี 3 orbital

ระดับพลังงานย่อย d มี 5 orbital

ระดับพลังงานย่อย f มี 7 orbital

ตารางแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอน

ระดับพลังงาน

ใหญ่

ระดับพลังงานย่อย จ านวนอิเล็กตรอน Sum จ านวนอิเล็กตรอนในระดับ

พลังงานใหญ ่

n = 1 1s 2 2

n = 2 2s, 2p 2,6 8

n = 3 3s, 3p, 3d 2, 6, 10 18

n = 4 4s, 4p, 4d, 4f 2, 6, 10,14 32

n = 5 5s, 5p, 5d, 5f, 5g 2, 6, 10,14,18 50

ดังนั้น อิเล็กตรอนเข้าไปอยู่ในอะตอมตามล าดับพลังงานในพลังงานย่อยจาก น้อยไปหามาก

แผนภาพแสดง การจัดเรียง อิเล็กตรอนในชั้นพลังงานย่อย

การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบแสดงออร์บิทอล

เนื่องจากอิเล็กตรอนมีการเคลื่อนที่ตลอดเวลา โอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสจึงมีอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติแตกต่างกัน

โดย s orbital มีความหนาแน่น

ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสเท่ากันทุก

ทิศทาง ท าให้มองเห็นเป็นรูปร่างทรงกลม

p orbital มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณรอบแกน x y และ z จึงเรียก Px Py และ Pz orbital ตามล าดับ จะมีรูปร่างคล้าย ดัมเบลล์ มีพลังงานเท่ากันแต่มีทิศทางต่างกัน

d orbital มีความซับซ้อนมากยิ่งขึ้น โดยสองออร์บิทอล คือ dz2 และ dz2 - y2 มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสอยู่ในบริเวณแกน z และแกน x กับแกน y ตามล าดับ อีกส่วนของออร์บิทอลคือ dzy dyz และ dxz

f orbital มีทั้งหมด 7 ออร์บิทอล จึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ 14 อิเล็กตรอน

ในการบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งๆ ลงในออร์บิทอลที่เหมาะสม มีหลักพิจารณาดังนี ้ โดยทั่วไป อิเล็กตรอนจะอยู่ เป็นคู่ ในออร์บิทอลเดียวกัน แต่มีสมบัติไม่เหมือนกันและอิเล็กตรอนคู่นั้นจะมีการหมุนรอบตัวเองต่างกัน ตามหลักของเพาลี (Pauli exclusion principle) ดังภาพ

และการบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุต่างๆ จะต้องบรรจุจากออร์บิทอลที่มีพลังงานต่ าสุดและว่างก่อนเสมอ ตามกฎของเอาฟบาว (Aufbua principle) เพื่อท าให้พลังงานของอะตอมเสถียรที่สุด But!! ถ้ามีหลายออร์บิทอล จะต้องบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทอลให้ครบก่อนทุกอัน แล้วจึงบรรจุอิเล็กตรอนที่เหลือให้เต็มทุกออร์บิทอล ตามกฎของฮุนด์ (Hund’s rule)

เช่น.............

มี 2 อิเล็กตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุอเิล็กตรอนได้เป็น

มี 5 อิเล็กตรอนใน 2p–orbital จะบรรจุเล็กตรอนได้เป็น

ตัวอย่างการเขียนแผนภาพแสดงการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัล

อะตอมของธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนเต็มในทุกๆ ออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากันเรียกว่า การบรรจุเต็ม (full filled) ถ้ามีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่เพียงครึ่งเดียวเรียกว่า การบรรจุครึ่ง (half filled) การบรรจุเต็มหรือบรรจุครึ่งจะท าให้อะตอมมีความเสถียรมากกว่าการบรรจุแบบอื่นๆ

การบรรจุเต็ม การบรรจุครึ่ง

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ตามล าดับระดับพลังงาน มีบางธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยไม่ เป็นไปตามหลักการ เช่น Cr เลขอะตอม 24 มีแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ดังนี้

Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ไม่ใช ่ 4s2 3d4

หรือ Cu เลขอะตอม 29 บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ดังนี้

Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ไม่ใช ่ 4s2 3d9

การที่บรรจุอิเล็กตรอนของ Cr เป็น 4s1 3d5 โดยมีอิเล็กตรอนใน 3d–orbital เป็น 5 อเิล็กตรอน เปน็ การบรรจุแบบครึ่ง (Half–filled electronic configuration) ซึ่งท าให้อะตอมมีความเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s2 3d4

ส่วน Cu ซึ่งบรรจุอิเล็กตรอนเป็น 4s1 3d10 จะเสถียรกว่าการบรรจุแบบ 4s2 3d9 เพราะ 3d–orbital มีจ านวนอเิล็กตรอนเต็มทุกออร์บทิัล เป็น การบรรจุแบบเต็ม (Full–filled electronic configuration)

ตารางธาต ุ

ตารางธาตุ (Periodic Table)

วิวัฒนาการของการสร้างตารางธาตุ

โยฮันดน์ เดอเบอไรเนอร์ จัดธาตุ เป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุ เรียกว่า ชุดสาม และพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุแรกและธาตุหลังโดยประมาณ เช่น Li มีมวล 6.9 Na มีมวล 23.0 K มีมวล 39.1

มวลอะตอม Na = = 23

จอห์น นิวแลนด์ส ได้เสนอกฎว่า ถ้าน าธาตุมาเรียงล าดับ

ตามมวลอะตอมจะพบว่าธาตุที่ 8 มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1 โดย

เริ่มจากธาตุใดก็ได้ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย)

*** จากวิวัฒนาการของการสรา้งตารางธาตุของ จอห์น

นิวแลนด์ส ที่ได้เสนอมา จากตารางจะไมร่วมก๊าซเฉื่อย

แต่กฎนี้ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียม(Ca)เท่านั้นและไม่สามารถ

อธิบายได้ว่า เหตุใดมวลอะตอมจึงมาเกี่ยวข้องกับความ

คล้ายคลึงกันของธาตุได ้

เมนเดเลเอฟและไมเออร์ ได้ตั้งข้อสังเกตอย่างเดียวกันในเวลาใกล้เคียงกันว่าถ้าเรียงธาตุตามล าดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก จะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงๆ การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงเช่นนี้ เมนเดเลเอฟ ตั้งเป็นกฎเรียกว่า “กฎพีริออดิก” และได้เผยแพร่ความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์ผลงานของเขาออกมาหนึ่งปี เพื่อให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกว่า ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ ากันเป็นช่วงๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงล าดับมวลอะตอมของธาตุจากน้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นต าแหน่งของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ

เมนเดเลเอฟ จึงสามารถท านายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียง โดยเขาให้ชื่อธาตุนี้ว่า ธาตุเอคา-ซิลิคอน 15 ปีต่อมาวิงค์เลอร์จึงค้นพบธาตุนี้ ในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886) ซึ่งก็คือ ธาตุเจอร์เมเนียม ดังตารางต่อไปนี้

ตาราง เปรียบเทียบสมบัติของเอคาซิลิคอนกับเจอร์เมเนียมที่ท านายและค้นพบ

การเรียงธาตุตามมวลอะตอมในตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟนั้น เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในสมัยนั้นยังไม่มีความเข้าใจเรื่องโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทป

เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามล าดับเลขอะตอม หรือจ านวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ

ตารางธาตุที่นิยมใช้ในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ แต่เรียงธาตุตามล าดับเลขอะตอมแทนการเรียงตามมวลอะตอม ซึ่งจะพบตารางธาตุที่มีการก าหนดหมู่ของธาตุด้วยระบบที่ต่างกัน ได้แก่ ระบบของยุโรปและอเมริกา ทั้ง 2 ระบบนี้มีการก าหนดหมู่ธาตุด้วยเลขโรมันและก ากับด้วยตัวอักษร A B เช่นเดียวกัน แต่ก็ยังมีความแตกต่างกัน เพื่อท าให้เกิดความเข้าใจที่ตรงกันเป็นสากลองค์การนานาชาติทางเคมี (IUPAC) จึงได้ก าหนดหมู่เลขของธาตุด้วยระบบที่เป็นตัวเลขอารบิกทั้งหมด ตั้งแต่หมู่ 1-18

ลักษณะของตารางธาตุปัจจุบัน

สมบัติของตารางธาตุ

- ธาตุหมู่ A ซึ่งอยู่ในหมู่เดียวกัน จะมีสมบัติคล้ายกัน และมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน (Ve บอกหมู่) เช่น

ธาตุ Li และ Na มี Ve เท่ากับ 1 ดังนั้นธาตุทั้งสองจึงอยู่ในหมู่ 1A

- ธาตุแทรนซิชันส่วนใหญ่จะมี Ve เท่ากับ 2 เว้นบางธาตุ มี Ve เท่ากับ 1 เชน่ Cr Cu เปน็ต้น

- ธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกัน จะมีจ านวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอนเท่ากัน และจะเท่ากับล าดับของคาบที่ธาตุนั้นๆ อยู่ เช่น Li และ Be มีจ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากับ 2 ระดับ คือ K L ดังนั้นธาตุทั้งสองนี้จึงอยู่ในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ

สมบัติของตารางธาตุ (ต่อ)

การเรียกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป ตามระบบ IUPAC

- ให้เรียกเลขอะตอมเป็นภาษาละตินแล้วลงท้ายด้วย – ium

- จ านวนนับในภาษาละติน มีดังนั้น

O = นิล (nil) 4 = ควอด (quad) 8 = ออกต์ (oct)

1 = อูน (un) 5 = เพนท์ (pent) 9 = เอนท์ (enn)

2 = ไบ (bi) 6 = เฮก (hex)

3 = ไตร (tri) 7 = เซปท(์sept)

ตัวอย่างการเรียกชื่อ

- ธาตุที่ 104 เรียกชื่อ อูนนิลควอเดียม สัญลักษณ์ Unq

- ธาตุที่ 105 เรียกชื่อ อูนนิลเพนเทียม สัญลักษณ์ Unp

- ธาตุที่ 106 เรียกชื่อ อูนนิลเฮกเซยีม สัญลักษณ์ Unh

- ธาตุที่ 107 เรียกชื่อ อูนนิลเซปเทียม สัญลักษณ์ Uns

การบอกต าแหน่งของธาตุในตารางธาตุ

ขั้นที่ 1 จัดเรียงอิเล็กตรอนแบบระดับพลังงานหลัก

ขั้นที่ 2 จ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จะเท่ากับคาบที่ธาตุนั้นอยู ่

ขั้นที่ 3 หาก Ve เท่ากับ 3 ถึง 8 จะเปน็ธาตุหมู่ 3A ถึง 8A ตามล าดับ

But!! หาก Ve เท่ากับ 1 หรือ 2

กรณีที่ 1 หากจ านวนอิเล็กตรอนของชั้นถัดเข้ามามี 8 ตัว จะเปน็ธาตุหมู่ 1A 2A ตามล าดับ

กรณีที่ 2 หากจ านวนอิเล็กตรอนของชั้นถัดเข้ามาไม่ใช่ 8 ตวั จะเป็นธาตุแทรนซิชัน

การบอกต าแหน่งของธาตุในตารางธาตุ (ต่อ)

สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ สมบัติหลายประการของธาตุทั้งหลายในตารางธาตุมี

ความสัมพันธ์กับการจัดอิเล็กตรอนและเลขอะตอมของธาตุนั้นๆ และสมบัติต่างๆของธาตุดังกล่าวจะแปรเปลี่ยนไปตามหมู่ และคาบ ซึ่งอาจจะเปลี่ยนแปลงในทางที่เพิ่มขึ้นหรือลดลงเมื่อเลขอะตอมของธาตุเพิ่มขึ้นก็ได้ สมบัติดังกล่าวของธาตุ คือขนาดอะตอม พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโทรเนกาติวิตี สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ความเป็นโหละ ความเป็นอโหะ และเลขออกซิเดชัน เป็นต้น

1. ขนาดของอะตอม

การเปรียบเทียบแนวโน้มของขนาดอะตอม ส่วนใหญ่จะพิจารณาจากค่ารัศมีอะตอม มีหน่วยเป็น พิโกเมตร (pm) หรือ 1 pm = 10-12 m

ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี ้

1. จ านวนระดับพลังงาน

อะตอมของธาตุที่มีจ านวนระดับชั้นพลังงานของอิเล็กตรอนมากจะมี ขนาดอะตอมใหญ่กว่ า อะตอมของธาตุที่มีจ านวนระดับชั้ นพลั ง งานของอิเล็กตรอนน้อย

ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี้ (ต่อ)

2. ถ้ามีจ านวนระดับชั้นพลังงานเท่ากัน ให้พิจารณา จ านวนโปรตอนในนิวเคลียส

อะตอมที่มีจ านวนโปรตอนในนิวเคลียส (ประจุ+) มากในนิวเคลียส จะมีขนาดอะตอมเล็กกว่า อะตอมที่มีจ านวนโปรตอนในนิวเคลียส (ประจ+ุ) น้อย

ขนาดของอะตอมขึ้นอยู่กับปัจจัยดังนี้ (ต่อ)

3. อัตราส่วนของจ านวนโปรตอนตอ่จ านวนอิเล็กตรอนใน นวิเคลียส (p/e)

ไอออนของธาตุใดมีค่า p/e มาก จะมขีนาดเล็กกว่า ไอออนของธาตุใดมีค่า p/e น้อย

- แนวโน้มของขนาดอะตอมใน หมู่ เดียวกัน

ธาตุในหมู่เดียวกันจะมี ขนาดใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะ ในหมู่เดียวกันมีจ านวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้นท าให้อะตอมมีขนาดใหญ่ขึ้น ในการเพิ่มของจ านวนระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจ านวนประจุบวก (โปรตอน) ในนิวเคลียส

- แนวโน้มของขนาดอะตอมใน คาบ เดียวกัน

ในคาบเดียวกันอะตอมจะม ีขนาดเล็กลงตามล าดับจากซ้ายไปขวา เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีระดับพลังงานเท่ากัน แต่มีโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่ม อิเล็กตรอนจึงถูกดึงดูดแรงกว่าเดิม และยิ่งมีแรงดึงดูดมากขึ้นขนาดอะตอมจะยิ่งเล็กลงตามล าดับ

สรุปแนวโน้มของขนาดอะตอม

2. ขนาดของไอออน

- ขนาดของอะตอมเปรียบเทียบกับขนาดไอออนบวก

เมื่ออะตอมเสียอิเล็กตรอนจะกลายเป็นไอออนบวก จะมีขนาดเล็กกว่าขนาดของอะตอมที่เป็นกลาง เพราะมีจ านวนอิเล็กตรอนน้อยลงในขณะที่โปรตอนเท่าเดิม ท าให้โปรตอนดึงดูดอิเล็กตรอนวงนอกได้แรงขึ้น ขนาดของไอออนจึงเล็กลง และยิ่งเสียอิเล็กตรอนมากขนาดยิ่งเล็กลง เช่น

ขนาดของ Fe > Fe+ > Fe2+ 68

- ขนาดของอะตอมเปรียบเทียบกับขนาดไอออนลบ

ไอออนลบจะโตกว่าอะตอมที่เป็นกลาง เพราะจ านวนโปรตอนเท่าเดิม แต่จ านวนเวเลนต์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ท าให้แรงดึงดูดลดลงขนาดไอออนจึงขยายใหญ่ขึ้น ถ้ายิ่งเป็นลบมากจะยิ่งมีขนาดใหญ่มาก เช่น

ขนาดของ O2- > O- > O

แนวโน้มของขนาดไอออนใน หมู่ เดียวกัน

ไอออนบวกและไอออนลบในหมู่เดียวกันจะมีขนาดใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เช่นเดียวกับขนาดอะตอม เพราะมีจ านวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง

แนวโน้มของขนาดไอออนใน คาบ เดียวกัน

ในคาบเดียวกันทางซ้ายเป็นไอออนบวก ส่วนทางขวาเป็นไอออนลบ ดังนั้นจึงมีแนวโน้มเป็นดังนี้ ในคาบเดียวกันจะเล็กลงจากซ้ายไปขวาในไอออนบวก แล้วเริ่มโตขึ้นอีกเมื่อถึงไอออนลบ จากนั้นก็จะมีขนาดเล็กลงจากซ้ายไปขวาเช่นเดียวกัน

ใหญ ่

เล็ก เล็กสุด ใหญ่สุด

สรุปแนวโน้มของขนาดไอออน

เล็ก

3. พลังงานไอออไนเซชัน (IE)

พลังงานไอออไนเซชัน คือ พลังงานที่น้อยที่สุดที่ท าให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของธาตุในสถานะแก๊ส

พลังงานไอออไนเซชันที่ท าให้อิเล็กตรอนตัวแรกหลุดจากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า “พลังงานไอออไนเซชันล าดับที่ 1” เขียนสมการแทนได้ดังนี้

X(g) X+(g) + e- ..............IE1

แนวโน้มของ IE1 ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันพลังงานไอออไนเซชันล าดับที่ 1 มีค่าลดลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นอิเล็กตรอนวงนอกสุดถู กดึ งดู ด โดยประจุบวกในนิ ว เคลี ยสได้น้ อยลง อิเล็กตรอนจึงหลุดง่ายขึ้นพลังงาน IE1 ที่ใช้จึงน้อย

แนวโน้มของ IE1 ของธาตุในคาบเดียวกัน

IE1 ของธาตุจะเพิ่มข้ึน จากซ้ายไปขวา เพราะขนาดอะตอมจะเล็กลงจากซ้ายไปขวา อิเล็กตรอนชั้นนอกสุดจึงถูกดึงดูดโดยประจุบวกในนิวเคลียสได้แรงขึ้น

แต่ยกเว้นบางธาตุมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่เสถียรจึงท าให้ IE1 มีค่าสูง และบางธาตุไม่เสถียร อิเล็กตรอนจึงถูกดึงให้หลุดได้ง่าย จึงท าให้ค่า IE1 ต่ า

ท าให้การเพิ่มค่าพลังงานไอออไนเซชันไม่เป็นระเบียบ

น้อย

มาก น้อย

สรุปแนวโน้มของพลังงานไอออไนเซชัน

มาก

4. ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN)

ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) คือ ค่าที่แสดงถึงความ สามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะของอะตอมของธาตุต่างๆที่รวมกันเป็นสารประกอบ ธาตุที่มี EN สูง จะสามารถดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุที่มีค่า EN ต่ า

แนวโน้มของ EN ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันค่า EN จะลดลงจากบนลงล่าง หรือลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง แรงดึงดูดระหว่างประจุบวกในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกจึงลดลง

แนวโน้มของ EN ของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันค่า EN จะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา หรือเพิ่มขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เพราะขนาดของอะตอมเล็กลงจากซ้ายไปขวา ท าให้แรงดึงดูดระหว่างประจุบวกในนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกเพิ่มขึ้น ดังนั้นในคาบเดียวกัน ธาตุหมู่ IA มีค่า EN ต่ าสุด ส่วนธาตุหมู่ VIIA มีค่า EN สูงสุด ยกเว้น ธาตุหมู่ VIIIA ไม่มีค่า EN = 0

สรุปแนวโน้มของพลังงานอิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN)

น้อย

มาก น้อย มาก

5. อิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) หรือ สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน

อิ เล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) หรือ สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน หมายถึง พลังงานที่เปลี่ยนแปลง (ส่วนใหญ่คายพลังงาน) เมื่ออะตอมในสถานะแก๊สรับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็นไอออนลบในสถานะแก๊ส เช่น

Cl(g) + e- Cl -(g) .......... EA = -349 kJ/mol

ค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) เป็นค่าที่บอกความ สามารถในการรับอิเล็กตรอนของอะตอม อะตอมของธาตุใดมีค่าเป็น ลบมาก แสดงว่า อะตอมของธาตุนั้นรับอิเล็กตรอนได้ง่าย หรือเกิดไอออนลบที่เสถียร ยิ่งลบมากยิ่งเสถียรมาก แต่ถ้าค่าอิ เล็ กตรอนอัฟฟินิ ตี (EA) เป็นบวก แสดงว่ า เป็นการเปลี่ยนแปลงประเภทดูดพลังงานและเกิดไอออนลบที่ไม่เสถียร

แนวโน้มของ EA ของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันค่า EA มีค่าเป็นลบน้อยลงจากบนลงล่าง เพราะจ านวนชั้นของอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ท าให้ขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้น แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนวงนอกหรืออิเล็กตรอนที่เข้าไปใหม่จึงน้อยลง อิเล็กตรอนที่เข้าไปใหม่จึงหลุดได้ง่าย

แนวโน้มของ EA ของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันค่า EA ส่วนใหญ่มีค่า เป็นลบมากขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะขนาดของอะตอมมีค่าเล็กลงจากซ้ายไปขวา นวิเคลียสจึงดึงดูดอิเล็กตรอนที่เข้ามาใหม่ได้ดีขึ้นตามล าดับ

ค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) ถ้าไม่คิดเครื่องหมาย ส่วนใหญ่จะมีแนวโน้มลดลงจากบนลงล่างของธาตุในหมู่เดียวกัน และจะมีแนวโน้มเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาของธาตุในคาบเดียวกัน โดยธาตุหมู่ VIIA มีค่า EA สูงสุดภายในคาบ ( ยกเว้น หมู่ IA , IIA และ VIIIA )

สรุปแนวโน้มของค่าอิเล็กตรอนอัฟฟินิตี (EA) โดยไม่คิดเคร่ืองหมาย

มาก

น้อย

มาก น้อย ลด

ลง

เพิ่มขึ้น

สรุปแนวโน้มของค่า EA โดยไม่คิดเครื่องหมาย

6. แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาค

แบ่งแรงยึดเหนี่ยวออกได้เป็น 3 กลุ่มหรือ 3 บริเวณ คือ

1. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ

2. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะ โควาเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาข่าย

3. กลุ่มธาตุที่อยู่ในรูปโมเลกุลเดี่ยวและมีแรงยึดเหนี่ยว ระหว่างโมเลกลุเป็นแรงแวนเดอร์วาลล์ชนิดแรงลอนดอน

1. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโลหะ

เนื่องจากพันธะโลหะแข็งแรงขึ้นเมื่อขนาดอะตอมเล็กลง ดังนั้นในหมู่เดียวกัน แรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมจะแข็งแรงน้อยลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น

ส่วนใน คาบเดียวกันแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะจากซ้ายไปขวาในคาบเดียวกันขนาดอะตอมจะเล็กลง

จะเกิดกับธาตุกึ่งโลหะ จะมีไม่กี่ธาตุส่วนใหญ่อยู่ในแนวดิ่งเนื่องจากอะตอมเล็กเกิดพันธะโควาเลนต์ที่แข็งแรงกว่าอะตอมใหญ่ ดังนั้น ในหมู่เดียวกันความแข็งแรงของแรงยึดเหนี่ยวจะลดลงจากบนลงล่าง เพราะจากบนลงล่างขนาดอะตอมของธาตุใหญ่ขึ้น ท าให้แรงยึดเหนี่ยวลดลง

2. กลุ่มธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมเป็นพันธะโควาเลนต์แบบโครงผลึกร่างตาขา่ย

3. กลุ่มธาตุที่อยู่ในรูปโมเลกุลเด่ียวและมีแรงยึดเหนี่ยว ระหวา่งโมเลกุลเป็นแรงแวนเดอร์วาลลช์นิดแรงลอนดอน

จะเกิดกับธาตุจ าพวกอโลหะ เนื่องจากแรงแวนเดอร์วาลล์ (ลอนดอน) มีค่ามากขึ้นเมื่อมวลโมเลกุลเพิ่มขึ้น ในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวาส่วนใหญ่จะมีมวลโมเลกุลลดลง โดยเฉพาะ หมู่ VIIA หมู่ VIIIA ดังนั้น จึงมีแรงยึดเหนี่ยวน้อยลง เช่น

ก ามะถัน (หมู่ VIA) 1 โมเลกุล (S8) มี 8 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 256 คลอรีน (หมู่ VIIA) 1 โมเลกุล (Cl2) มี 2 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 71 อาร์กอน (หมู่ VIIIA) 1 โมเลกุล (Ar) มี 1 อะตอม มีมวลโมเลกุล = 39.9

พบว่า แรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลของ S8 Cl2 Ar ตามล าดับ

สรุปแนวโน้มของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคของธาตุในตารางธาตุ

7. จุดหลอมเหลวและจุดเดือด

- การหลอมเหลวหรือการเดือดกลายเป็นไอของโลหะ ในคาบเดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะพันธะโลหะมีค่าเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

ในหมู่เดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะลดลงจากบนลงล่าง

- การหลอมเหลวหรือการเดือดกลายเป็นไอของธาตุที่เป็นโมเลกุลเดี่ยว เป็นการท าลายแรงแวนเดอร์วาลล์ (ลอนดอน) ซึ่งเป็นแรงยึดเหนี่ยวท่ีไม่แข็งแรง

ในคาบเดียวกัน มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดลดลงจากซ้ายไปขวา โดยเฉพาะหมู่ VIIA หมู ่VIIIA เพราะแรงแวนเดอร์วาลล์ลดลงจากซ้ายไปขวา

ในหมู่เดียวกัน มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง

- การหลอมเหลวและการเดือดกลายเป็นไอของธาตุที่เป็นโครงร่างตาข่าย เป็นการท าลายพันธะโควาเลนต ์ ดังนั้นจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุพวกนี้จึงสูง และมีแนวโน้มเหมือนกับพวกที่มีพันธะโลหะ

ในหมู่เดียวกันจุดหลอมเหลวและจุดเดือดของโลหะจะลดลงจากบนลงล่าง

สรุปแนวโน้มของจุดหลอมเหลวและจุดเดือดตามตารางธาตุ

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นพันธะโลหะ

( พวกโลหะ )

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นพันธะโคเวเลนต์

( พวกกึ่งโลหะ )

ธาตุที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่าง อนุภาคเป็นแรงแวนเดอร์วาวล์

ชนิดแรงลอนดอน ( พวกอโลหะ )

8. ความหนาแน่น

แนวโน้มของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันความหนาแน่นของธาตุจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะจากบนลงล่างมวลและปริมาตรของอะตอมของธาตุเพิ่มขึ้น แต่อัตราการเพิ่มมวลมากกว่าการเพิ่มปริมาตรจึงท าให้ความหนาแน่นเพิ่มขึ้น

ความหนาแน่น (D) เป็นอตัราส่วนของมวลต่อปริมาตร ดังนั้นการค านวณความหนาแน่นจึงขึ้นอยู่กับมวลและปริมาตรของธาต ุ

แนวโน้มของความหนาแน่นของธาตุในคาบเดียวกัน

ในคาบเดียวกันกลุ่มที่เป็นโลหะมีความหนาแน่นเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะอะตอมมีขนาดเล็กลง

ธาตุที่เป็นเมตัลลอยด์ (กึ่งโลหะ) หรือธาตุที่มีโครงผลึกร่างตาข่าย ความหนาแน่นจะลดลงเล็กน้อย

ธาตุที่เป็นอโลหะความหนาแน่นของอโลหะจะลดลงจากซ้ายไปขวา เพราะแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมีค่าลดลง

9. ความเป็นโลหะและอโลหะ

ความเป็นโลหะและอโลหะของธาตุในหมู่เดียวกัน

ในหมู่เดียวกันความเป็นโลหะของธาตุเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง ส่วนความเป็นอโลหะของธาตุจะลดลงจากบนลงล่าง

ความเป็นโลหะและอโลหะของธาตุในคาบเดียวกัน ภายในคาบเดียวกันความเป็นโลหะจะลดลงจากซ้ายไปขวา ส่วนความเป็นอโลหะจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา

สรุปแนวโน้มของความเป็น โลหะ ของธาตุในตารางธาตุ

น้อย น้อยมาก

มาก

สรุปแนวโน้มของความเป็น อโลหะ ของธาตุในตารางธาตุ

น้อย มาก

น้อยมาก 101

10. ความว่องไวของธาตุในการเกิดปฏิกิริยาเคมี

โลหะเมื่อท าปฏิกิริยากับอโลหะ โลหะจะเสียอิเล็กตรอน ดังนั้นโลหะใดเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก

ในหมู่เดียวกัน โลหะจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะพันธะโลหะระหว่างอะตอมแข็งแรงน้อยลงจึงเปลี่ยนสถานะได้ง่ายขึ้น

ในคาบเดียวกัน โลหะจะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยาลดลงจากซ้ายไปขวา เพราะพันธะโลหะและพลังงานไอออไนเซชันเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา โลหะจึงเปลี่ยนสถานะและเสียอิเล็กตรอนได้ยากขึ้น

อโลหะเมื่อเข้าท าปฏิกิริยากับโลหะหรืออโลหะด้วยกัน อโลหะใดมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมน้อยหรือรับอิเล็กตรอนได้ง่าย จะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก กรณีนี้สามารถพิจารณาจากค่า EN หรือ EA ก็ได้ คือ ถ้าค่า EN สูง จะมีความว่องไวในการท าปฏิกิริยามาก

ในหมู่เดียวกัน อโลหะจะมีความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาลดลงจากบนลงล่าง เพราะในหมู่เดียวกัน ค่า EN และ EA จะลดลงจากบนลงล่าง

ในคาบเดียวกัน อโลหะจะมีความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะจากซ้ายไปขวา ค่า EN และ EA จะเพิ่มขึ้น (ไม่คิดเครื่องหมาย)

หมายเหตุ

ส าหรับ ธาตุหมู่ VIIIA มีแนวโน้มของความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาเช่นเดียวกันกับโลหะ คือ ในหมู่เดียวกันความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง เพราะในการท าปฏิกิริยาธาตุหมู่ VIIIA จะเสียอิเล็กตรอน

สรุปแนวโน้มของความว่องไวในการเข้าท าปฏิกิริยา

น้อย

มาก

โลหะ อโลหะ

น้อย

มาก

น้อย

มาก

ส้ินสุดการน าเสนอ

โครงสร้างอะตอม Atoms

Education

Transcript of โครงสร้างอะตอม Atoms

Atoms science ppt.ppt

Grade 8 atoms

Grep Presentation AToMs 2007

Obserwacja BEC - fuw.edu.plwwasil/WdOiFMS6.pdf · Logrithmic Evaporative Cooling N=4. x atoms atoms 0-023 atoms 1.24. osec N=9.6XIOA6 atoms 0-183 Na3 8x10" atoms 0-0.013 atoms

4. Der Aufbau des Atoms - tphys.uni-heidelberg.dehuefner/Vom_Kleinsten_zum_Groessten/2004/... · Der Aufbau des Atoms - 22- 4. Der Aufbau des Atoms 4.1 Das "leere" Atom Seit der Entdeckung

วิชา เคมี · 2019-01-30 · วิชา เคมี ม. ปลาย ตอนที่ 01 - 03 เรื่อง โครงสร้างอะตอม โดย

atoms compact presentation

Chapter 2: Atoms and Molecules - · PDF fileChapter 2: Atoms and ... number of grams, and number of atoms or molecules for compounds, and use those ... each type of atom in the compound:

ว 30131 เคมีพื้นฐาน โครงสร้างอะตอม

Tightly confined atoms in optical dipole traps

หน่วยที่ 1 โครงสร้างอะตอมelsd.ssru.ac.th/mullika_pa/pluginfile.php/282/coursecat...2 1. อะตอม โมเลก ลหร อไอออนจากส

โครงสร้างอะตอม (วิชา สารและการเปลี่ยนแปลง)

Ch 01 โครงสร้างอะตอม

How are atoms studied? Atoms are the building blocks of matter Atoms are too small in size to study easily Size of Earth : soda can = soda can : atom.

µ «Õ¬ã ß¿ ¬ ã¡ « ¬æ è · 2018-02-12 · สารบัญ บทที่ 1 โครงสร้างอะตอม 7 1.1 ธาตุและอะตอม 7

DIRAC status + K ‒ - and ‒ K + -atoms + ‒ -atoms ( ) Run 2011 Future magnet level scheme, Stark effect and energy splitting measurement.

Deeply Bound Pionic Atoms at RIBF

ATOMs – Adjustable Transobturator Male System. Dispositivo ...

โครงสร้างอะตอม 1

Chemistry Atoms: A look inside - stileapp.com handouts/Lesson_059... · · 2015-07-08Chemistry Atoms: A look inside Atoms ... we only discovered neutrons by directing beams of other