แบบจำลองอะตอมทอมสัน แบบจำลองอะตอมดอลตัน แบบจำลองอะตอมโบร์

งานนำเสนอเรื่อง: "แบบจำลองอะตอมทอมสัน แบบจำลองอะตอมดอลตัน แบบจำลองอะตอมโบร์"— ใบสำเนางานนำเสนอ:

1 แบบจำลองอะตอมทอมสัน แบบจำลองอะตอมดอลตัน แบบจำลองอะตอมโบร์ แบบจำลองอะตอมกลุ่มหมอก แบบจำลองอะตอมรัทเทอร์ฟอร์ด

2 เลขควอนตัม (Quantum Number)
เลขควอนตัมสปิน เลขควอนตัมแม่เหล็ก เลขควอนตัมหลัก เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม

3 เลขควอนตัม (Quantum Numbers)
จากการแก้สมการคลื่นของโชรดิงเจอร์ พบว่า มีเลขจำนวนเต็มที่เกี่ยวข้อง 4 ค่า เรียกว่า เลขควอนตัม(Quantum number) คือ n, l, ml , ms 1. เลขควอนตัมหลัก (n) (Principle quantum number) บอกถึงระดับพลังงานหลัก เลขจำนวนเต็มบวก มีค่า 1,2,3… ## ถ้า n มีค่ามาก แสดงว่าอิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมาก และมีพลังงานมาก

4 เลขควอนตัม 2. เลขควอนตัมออร์บิทัล (l) หรือ เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม (Angular momentum quantum number) บอกรูปร่างของออร์บิทัลที่ e- อยู่ ระดับพลังงานย่อยในระดับพลังงานหลัก ค่า l เป็นเลขจำนวนเต็ม ขึ้นกับค่า n l มีค่าตั้งแต่ 0,1,2… , n-1 ถ้ามีทั้งหมด n ค่า เช่น e- มี n = 3 จะมีค่า l = 0,1,2 ถ้าค่า l สูงแสดงว่าอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ด้วยโมเมนตัมเชิงมุมสูงและมีพลังงาน สูงค่า l บอกให้ทราบถึงระดับพลังงานย่อยของอิเล็กตรอน และบอกให้ทราบถึงรูปร่าง ของออร์บิทัลที่บรรจุอิเล็กตรอนตัวนั้น

5 เลขควอนตัม การเรียกชื่อเลขควอนตัม l
l = เรียก s orbital l = ,, p orbital l = ,, d orbital l = ,, f orbital l = ,, g orbital (ยังไม่พบธาตุที่มี อิเล็กตรอนในออร์บิตอลนี้) Sharp (s) Principle (p) Diffuse (d) Fundamental (f)

6 เลขควอนตัม 3. เลขควอนตัมแม่เหล็ก (ml) Magnetic quantum number
บอกจำนวน ออร์บิทัล ในระดับพลังงานหลัก แสดงทิศทางการจัดตัวของ ออร์บิทัล ค่า ml เป็นเลขจำนวนต็ม ขึ้นกับค่า l ml มีค่าระหว่าง l ถึง – l รวมเป็น 2l + 1 ค่า ถ้า l = 0 , ml = มี 1 ค่า ถ้า l = 1 , ml = 0, +1, -1 มี 3 ค่า ถ้า l = 2 , ml = 0, +1, +2, -1, -2 มี 5 ค่า ถ้า l = 3 , ml = 0, +1, +2,+3, -1, -2,-3 มี 7 ค่า

7 ml ขึ้นกับค่า l โดยจะมีค่าระหว่าง l และ -l เช่น
l = 0 (s) ml มีได้ 1 ค่า คือ 0 l = 1 (p) ml มีได้ (2 x 1) + 1 = 3 ค่า คือ +1, 0,-1 l = 2 (d) ml มีได้ (2 x 2) + 1 = 5 ค่า คือ +2, +1, 0,-1, -2 l = 3 (f) ml มีได้ (2 x 3) + 1 = 7 ค่า คือ +3, +2, +1, 0,-1, -2,-3

8 เลขควอนตัม อิเล็กตรอนที่มีค่า l เดียวกัน แต่มีค่า ml ต่างกันเมื่อเคลื่อนที่ในอะตอม จะมีโมเมนตัมเชิงมุมเท่ากัน เมื่ออยู่ในสนามแม่เหล็กหรือสนามไฟฟ้าทิศทางการเรียงตัวของ ออร์บิทัล ต่างกัน จะมีปฏิกิริยากับสนามต่างกัน ทำให้ระดับพลังงานไม่เท่ากัน สนามแม่เหล็ก ml= +1 ml= 0 ml= -1 ระดับพลังงาน l=1, ml= -1, 0, +1

9 เลขควอนตัม 4. เลขควอนตัมสปิน , ms (Spin quantum number)
ms = +½  e- อยู่ในสภาพ สปินขึ้น ms = -½  e- อยู่ในสภาพ สปินลง

10 Atomic Orbital คืออะไร
ออร์บิทัลคือที่อยู่ของอิเล็กตรอน* หรือบริเวณที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอน ออร์บิทัลมีได้หลายแบบ แตกต่างกันที่ รูปร่าง ระดับพลังงาน ขนาด ทิศทาง ชนิดของออร์บิทัลกำหนดโดยเลขควอนตัม (n, l, ml) แต่ละออร์บิทัลสามารถมีอิเล็กตรอนได้มากที่สุดสองตัว (อาจไม่มีเลยก็ได้) อิเล็กตรอนที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน สามารถระบุโดยใช้เลขควอนตัมสปิน (ms)

11 รูปร่างของออร์บิทัล -- s orbitals
1. s-orbital (l = 0; ml = 0) รูปร่างของออร์บิทัลเป็นทรงกลม ค่า n เพิ่มขนาดออร์บิทัลเพิ่ม ขนาด 1s  2s  3s  4s … 1s s 1s s

12 รูปร่างของออร์บิทัล -- p orbitals
2. p-orbital (l = 1; ml = +1, 0, -1) ลักษณะเป็นรูปดัมเบลหรือ lobe 2 lobe p-orbital มี 3 ออร์บิทัล  px, py, pz ค่า n เพิ่ม ขนาดออร์บิทัลเพิ่ม ml = -1 (px) ml = 0 (py) ml = +1 (pz) z x

13 รูปร่างของออร์บิทัล -- d orbitals
3. d- orbital (l = 2; ml = +2,+1, 0,-1,-2) ลักษณะเป็นรูปดัมเบลคู่ หรือ lobe 4 lobe lobe อยู่ระหว่างแกน xy, xz, yz เรียกว่า dxy, d xz, dyz orbital lobe อยู่บนแกน xy เรียกว่า dx2 -y2 orbital lobe อยู่บนแกน z เรียกว่า dz2 orbital dz2 dxy, dxz, dyz, dx2-y2

14 รูปร่างของออร์บิทัล -- d orbitals

15 รูปร่างของออร์บิทัล -- f orbitals

16 การหาโครงแบบ e- (Electronic configuration)
1. หลักของเพาลี (Pauli exclusion principle) “ไม่มี e- คู่หนึ่งคู่ใดในอะตอมเดียวกันที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่ เหมือนกันทุกประการ” แต่ละ orbital มี e- ได้มากที่สุด 2 ตัวซึ่งจำเป็นต้องมีค่า ms ต่างกัน (มีทิศทางการหมุนตรงข้ามกัน) เช่น n = 2, l = 0, ml = 0, ms = + ½ n = 2, l = 0, ml = 0, ms = - ½ Atomic orbitals # orbitals # electrons s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

17 การหาโครงแบบ e- (Electronic configuration)
2. หลักของเอาฟบาว (Aufbau principle) “บรรจุ e- ในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดจนเต็มก่อนแล้วจึง’ บรรจุ e- ในออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงขึ้น” 3. กฎของฮุนด์ (Hund’s law) “การบรรจุ e- ในออร์บิทัลที่มี พลังงานเท่ากัน จะบรรจุให้มี e- เดี่ยวมากที่สุด” (สปินขึ้น)

18 การบรรจุ e- ในออร์บิทัล
แบบที่ 1 ใช้  หรือ  หรือ แทนออร์บิทัล  = e- สปินขึ้น  = e- สปินลง  = e- คู่  = e- เดี่ยว แบบที่ 2 เขียนเป็นตัวเลขและตัวอักษร แสดงชนิดของ ออร์บิทัล (1s, 2s, 2p etc.) และจำนวนอิเล็กตรอนใน ออร์บิทัลเช่น 1s2 (มี e- 2 ตัวใน 1s-orbital) 2p6 (มี e- 6 ตัวใน 2p-orbitals – px, py, pz) ไม่ใช่

19

20 ลำดับการบรรจุ e- บรรจุอิเล็กตรอนจากระดับพลังงานต่ำก่อน
ลำดับการบรรจุอาจดูได้จากผังการเติมอิเล็กตรอน

21 การบรรจุเต็ม (Complete subshell)
การบรรจุไม่เต็ม (Incomplete subshell) การบรรจุครึ่ง (Half-filled subshell)

22 ลำดับการบรรจุ e- เมื่อออร์บิทัล มีระดับพลังงานที่เท่ากัน (degeneracy)
ความเสถียร การบรรจุเต็ม  การบรรจุครึ่ง  แบบอื่นๆ 2p3 เสถียรกว่า 2p4 3d10 เสถียรกว่า 3d5 เสถียรกว่า 3d7

23 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
1. อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสนั้น จะอยู่กันเป็นชั้นๆ ตามระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด จะมีพลังงานต่ำที่สุด และอิเล็กตรอนในระดับ พลังงานชั้นถัดออกมาจะมีพลังงานสูงขึ้นๆ ตามลำดับ นิวเคลียส ระดับพลังงาน ชื่อระดับพลังงาน K L M N O P ค่าของพลังงาน ต่ำ สูง

24 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด 2. ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน 2n เมื่อ n = เลขชั้น     เลขชั้นของชั้น K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6 และ Q = 7 ตัวอย่าง   จำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นที่ n=1 มีได้ ไม่เกิน n2 = 2 x 12 = 2x1 = 2                จำนวน e-ในระดับพลังงานชั้นที่ n=2 มีได้ ไม่เกิน n2 = 2 x 42 = 2x16 = 32 3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f

25 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
ในแต่ละชั้นย่อย จะมีจำนวน e- ได้ ไม่เกิน ดังนี้ ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e- ได้ ไม่เกิน 2 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e- ได้ ไม่เกิน 6 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e-ได้ ไม่เกิน 10 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e-ได้ ไม่เกิน 14 ตัว เขียนเป็น s2 p6 d10 f14

26 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

27 ตัวอย่างการหาโครงแบบอิเล็กตรอน
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 … 26Fe = = เอาอิเล็กตรอนออกจากวงนอนสุด (4s2) สองตัวจะได้ 26Fe2+ = 22Ti = เอาอิเล็กตรอนออกจากวงนอกสุด (4s2 และ 3d2) สองและหนึ่งตัวจะได้ 22Ti3+ = 10 18 36 54 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 [Ar] 4s2 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d1

28 16S2- = (เติมอิเล็กตรอนเพิ่มตามปกติ)
24Cr = แต่เนื่องจากระดับพลังงาน 4s และ 3d ใกล้กัน จะมีการสลับที่อิเล็กตรอนเพื่อให้เสถียรขึ้นตามกฎของฮุนด์ (4s2 3d4  4s1 3d5) จะได้ 16S2- = (เติมอิเล็กตรอนเพิ่มตามปกติ) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

29 ตัวอย่าง การบรรจุอิเล็กตรอน
จำนวนe- 1s 2s 2px 2py 2pz 3s H 1  1s1 He 2 1s2 Li 3 1s2 2s1 C 6 1s2 2s2 2p2 O 8 1s2 2s2 2p4 Ne 10 1s2 2s2 2p6 Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1

30 การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัล
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4f 4s 4p 4d

31 ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ แคลเซียม ( Ca )
ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว แล้วจัดเรียง e- ดังนี้ การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2

32 มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้ Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2

33 40 20 Ca : 2 , 8 , 8 , 2 20p 20n

34 ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ โบรมีน ( Br )
ธาตุโบรมีน (Br) มีเลขอะตอม = 35 แสดงว่า โบรมีน (Br) มีอิเล็กตรอน = 35 ตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตอน เป็นดังนี้ การจัดเรียงอิเล็กตรอน Br = 2, 8, 18, 7 และมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7

35 คาบ 2 หมู่ 2 : 2 , 4Be 2 n = 1 n = 2

36 23 11 Na : 2 , 8 , 1 11p 12n

37 ความแตกต่างระหว่างระดับพลังงาน
n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 แรงดึงดูดน้อย p n แรงดึงดูดมาก

38 การแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนโดยใช้ Noble Gas Core
เลขอะตอม สัญลักษณ์ การจัดเรียงอิเล็กตรอน 1 H 1s1 2 He 1s2 3 Li [He]2s1 10 Ne [He]2s22p6 13 Al [Ne]3s23p1 18 Ar [Ne]3s23p6 24 Cr [Ar]4s13d5 29 Cu [Ar]4s13d10 36 Kr [Ar]4s23d104p6 Transition metal

39 การจัดเรียงอิเล็กตรอน
การจัดตารางธาตุเป็นหมู่เป็นคาบ ทำให้ศึกษาสมบัติต่างๆ ของธาตุได้ง่ายขึ้น สามารถทำนายสมบัติบางประการของธาตุบางธาตุได้ กล่าวคือ ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีสมบัติต่างๆ คล้าย ๆ กัน และธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกัน จะมีแนวโน้มของการเปลี่ยนแปลงสมบัติต่างๆ ต่อเนื่องกันไป

40 การจัดเรียงอิเล็กตรอน
การจัดเรียงอิเล็กตรอนกับหมู่และคาบของธาตุ จากการพิจารณาการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ พบว่ามีส่วนสัมพันธ์กับการจัดหมู่และคาบของตารางธาตุในปัจจุบัน สำหรับธาตุกลุ่ม A ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนของธาตุในแต่ละหมู่จะตรงกับเลขประจำหมู่ จำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่ จะเท่ากับเลขที่คาบ นั่นคือ ธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน

41 การจัดเรียงอิเล็กตรอน
เช่น 11Na = 2 , 8 , Mg = 2 , 8 , K = 2 , 8 , 8 , 1 ทั้ง Na และ K ต่างก็มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าเป็นธาตุในหมู่เดียวกัน เนื่องจากมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน=1 จึงจัดเป็นธาตุหมู่ที่ 1 เหมือนกัน Na มี 3 ระดับพลังงาน จึงจัดอยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุ K มี 4 ระดับพลังงานจึงจัดอยู่ในคาบที่ 4 ของตารางธาตุ Mg มี 3 ระดับพลังงานจึงจัดอยู่ในคาบที่ 3 ของตารางธาตุ ดังนั้น Na และ Mg จัดเป็นธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันคือคาบที่ 3 แต่ต่างหมู่กัน เพราะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนต่างกัน คือ หมู่ 1Aและ 2A ตามลำดับ

42 การจัดอิเล็กตรอนของธาตุทรานสิชัน
เมื่อเปรียบเทียบการจัดอิเล็กตรอน ในอะตอมและในไอออน เช่น Fe ในอะตอมอิสระ Fe  [Ar] 4s2 3d6 เมื่อเกิดเป็นสารประกอบ Fe2+  [Ar] 3d6 Fe3+  [Ar] 3d5

43 การจัดอิเล็กตรอนของธาตุทรานซิชัน
ในการเกิดไอออนนั้น จะเสียอิเล็กตรอน ใน 4s-ออร์บิทัลก่อน และบางกรณีจะเสียอิเล็กตรอน ใน 3d-ออร์บิทัลด้วย อิเล็กตรอนใน 4s-ออร์บิทัลมีพลังงานสูงกว่า 3d-ออร์บิทัล บางธาตุต้องพิจารณาการบรรจุแบบครึ่งจะมีความเสถียรกว่า Cr  [Ar] 3d5 4s1 Cr3+  [Ar] 3d3

44 ลองช่วยกันจัดเรียงอิเล็กตรอนกันเถอะ
9 F : 2 , 7 หมู่ที่ 7 คาบที่ 2 14Si : 2 , 8 , 4 หมู่ที่ 4 คาบที่ 3 19 K : 2 , 8 , 1 หมู่ที่ 1 คาบที่ 4 49 In : 2 , 8 , 18 , 3 หมู่ที่ 3 คาบที่ 5

45 จงเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนในสถานะพื้นและจำแนกกลุ่ม ของธาตุต่อไปนี้
แบบฝึกหัด จงเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนในสถานะพื้นและจำแนกกลุ่ม ของธาตุต่อไปนี้ ธาตุที่มี 15 อิเล็กตรอน ธาตุที่มี 20 อิเล็กตรอน ธาตุที่มี 25 อิเล็กตรอน 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

46 พาราแมกนิติซึม และไดอะแมกนิติซึม
สสารที่มีอิเล็กตรอนโดดเดี่ยวจะถูกดึงดูดในสนามแม่เหล็กอย่างอ่อน เรียกว่า พาราแมกนิติก(paramagnetic) แต่ถ้าสสารนั้นมีอิเล็กตรอนที่เข้าคู่กันหมด จะถูกผลักในสนามแม่เหล็กอย่างอ่อนเรียกว่า ไดอะแมกนิติก (diamagnetic) เหล็ก โคบอลต์ และนิเกิล เป็นธาตุอิสระที่แสดงความเป็น เฟอร์โรแมกนิติซึม (ferromagnetism) สมบัตินี้มีความแรงมากกว่าความเป็นพาราแมกนิติซึมมาก ทำให้สสารมีสมบัติของแม่เหล็กถาวรเมื่ออยู่ในสนามแม่เหล็ก

47

48

49

50

51

52 แบบทดสอบความรู้ อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนอยู่ตรงกลาง มีขนาดเล็กและมีมวลมาก มีอิเล็กตรอนซึ่งมีมวลน้อยวิ่งวนอยู่รอบๆ นิวเคลียส อะตอมเป็นทรงกลม ที่มีขนาดเล็กที่สุดซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่หรือทำให้สูญหายไปได้ อะตอมเป็นทรงกลม ประกอบด้วยนิวเคลียสซี่งมีโปรตอน และนิวตรอนอยู่ตรงกลาง และมีอิเล็กตรอนวิ่งรอบๆ เป็นชั้นๆ หรือระดับพลังงาน อะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบๆ นิวเคลียสซึ่งเราไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้ บอกได้เพียงบริเวณนั้นมีโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนมากหรือน้อยเท่านั้น อะตอมประกอบด้วยอนุภาคโปรตอน และอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ อะตอมในสภาพที่เป็นกลางทางไฟฟ้า จะมีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ

53