ธาตุชนิดเดียวกันจะต้องมีมวลเท่ากันหรือไม่ เพราะเหตุใด

1. อะตอมและตารางธาตุ
                โมเลกุลของสารมีขนาดเล็กมาก ไม่สามารถมองเห็นได้ด้วยตาเปล่าและโมเลกุลของก๊าซบางชนิด เช่น ก๊าซไฮโดรเจน ออกซิเจน ไนโตรเจน ก็ประกอบด้วย 2 อะตอม แสดงว่าอะตอมน่าจะมีขนาดเล็กกว่าโมเลกุล การที่จะศึกษาว่าอะตอมมีลักษณะอย่างไร ภายในอะตอมมีอนุภาคใดเป็นองค์ประกอบและอนุภาคเหล่านั้นมีสมบัติเป็นอย่างไรจึงเป็นเรื่องที่ทำได้จึงเป็นเรื่องที่ทำได้ยากแต่นักวิทยาศาสตร์ก็ใช้วิธีการต่างๆ เพื่อศึกษาหาคำตอบในเรื่องดังกล่าว ในบทนี้นักเรียนจะได้ศึกษาว่านักวิทยาศาสตร์ใช้วิธีการใด เพื่อให้ได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอม และจากข้อมูลนั้นใช้อธิบายโครงสร้างอะตอมได้อย่างไร รวมถึงการนำความรู้เรื่องโครงสร้างอะตอมไปใช้อธิบายปรากฏการณ์บางอย่างที่เกิดขึ้นได้
                โอะตอมมาจากภาษากรีกว่า “atomos” ซึ่งแปลว่า “แบ่งแยกอีกไม่ได้” หมายความว่า อะตอม คือ หน่วยย่อยที่เล็กที่สุดซึ่งไม่สามารถแบ่งให้เล็กลงไปได้อีก แนวความคิดดังกล่าวนี้ได้จากนักปราชญ์ชาวกรีก ชื่อ ดิโมคริตุส(Demokritos)
                เนื่องจากอะตอมมีขนาดเล็กมากจึงยังไม่เคยมีใครมองเห็นด้วยตาเปล่า แม้แต่ใช้กล้องจุลทรรศน์อิเล็กตรอน ก็ยังไม่สามารถมองเห็นอะตอมได้ จนในปัจจุบันได้มีการพัฒนากล้องจุลทรรศน์สนามไอออนที่มีกำลังขยายสูงถึง 750,000 เท่าจึงสามารถถ่ายภาพปลายเข็มของธาตุรีเนียม (Rhenium) ซึ่งเชื่อกันว่าเป็นภาพของอะตอมได้ แม้ว่าจะถ่ายภาพที่เชื่อว่าเป็นอะตอมได้ แต่จากภาพถ่ายดังกล่าวก็ยังไม่สามารถบอกรายละเอียดภายในอะตอมได้
                การที่อะตอมมีขนาดเล็กมากจนไม่สามารถมองเห็นได้ การศึกษาเกี่ยวกับอะตอมจึงใช้วิธีการสันนิษฐาน โดยใช้ข้อมูลต่าง ๆ ที่ได้จากการทดลอง นำมาสร้างมโนภาพหรือแบบจำลองของอะตอมขึ้นมา แบบจำลองอะตอมมีหลายแบบ แต่ละแบบได้ถูกกำหนดขึ้นมาโดยอาศัยการทดลองเป็นหลัก ในขั้นแรกมีข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมจำนวนน้อย ลักษณะของแบบจำลองอะตอมก็เป็นอย่างหนึ่ง เมื่อมีข้อมูลเพิ่มขึ้นจนแบบจำลองนั้นไม่สามารถอธิบายข้อมูลที่ได้จากการศึกษาใหม่ ๆ ก็จำเป็นต้องมีการแก้ไขแบบจำลองอะตอม ดังนั้นแบบจำลองอะตอมจึงได้มีการพัฒนาและเปลี่ยนแปลงไปได้เรื่อย ๆ แม้กระทั่งในปัจจุบัน

2 แบบจำลองอะตอมของดอลตัน
                แบบจำลองอะตอมของดอลตัน
              จากการที่ไม่มีผู้ใดเห็นลักษณะอะตอมด้วยตาเปล่า John Dalton นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้เสนอแนวคิดเกี่ยวกับอะตอมที่เรียกว่าทฤษฎีอะตอม ในปี ค.ศ. 1803(พ.ศ.2346) มีใจความสำคัญว่า
               1. สสารทุกชนิดประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุด ซึ่งไม่สามารถแบ่งแยกต่อไปได้อีก เรียกว่า atom
               2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน ย่อมมีสมบัติเหมือนกันทุกประการ(เช่นมีมวลเท่ากัน) และมีสมบัติแตกต่างจากอะตอมของธาตุอื่น
               3. ไม่สามารถทำให้อะตอมสูญหายหรือเกิดใหม่ได้ (กฎทรงมวล)
               4. สารประกอบเกิดจากการรวมตัวทางเคมีระหว่างอะตอมของธาตุตั้งแต่สองชนิดขึ้นไป และจำนวนอะตอมของธาตุที่รวมตัวกันจะเป็นอัตราส่วนตัวเลขลงตัวน้อยๆ (กฎสัดส่วนคงที่)
               Dalton เสนอมโนภาพของแบบจำลองอะตอมว่า อะตอมมีลักษณะทรงกลมตัน มีขนาดเล็กมาก และไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก จากแนวคิดของดอลตันที่ว่า อะตอมเป็นหน่วยที่เล็กที่สุดซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ ทำให้ได้แบบจำลองอะตอมของดอลตันเป็น “ทรงกลมที่มีขนาดเล็กที่สุด ซึ่งแบ่งแยกไม่ได้”
               แบบจำลองอะตอมของดอลตันใช้อธิบายเกี่ยวกับกฏทรงมวลสารสัมพันธ์ได้ จึงเป็นที่ยอมรับกันในสมัยนั้น และทำให้นักวิทยาศาสตร์เริ่มหันมาสนใจศึกษาเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้น ต่อมาเมื่อการศึกษาได้พัฒนามากขึ้น พบข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้น ข้อมูลใหม่ ๆ เหล่านี้บางประการก็ไม่สอดคล้องกับแนวความคิดของดอลตัน เช่น พบว่าอะตอมไม่ใช่หน่วยที่เล็กที่สุด อะตอมยังสมารถมีอนุภาคย่อย ๆ ลงไปได้อีกก อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันก็อาจไม่จำเป็นต้องมีสมบัติต่าง ๆ เหมือนกันทุกประการ เช่น มีมวลต่างกันได้ (คือไอโซโทป ซึ่งจะได้กล่าวในรายละเอียดต่อไป ) นอกจากนี้ข้อมูลบางเรื่องก็ไม่สามารถอธิบายได้โดยแนวความคิดของดอลตัน เช่น ปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นในหลอดรังสีแคโทด นักวิทยาศาสตร์คนต่อ ๆ มาจึงได้พยายามเสนอแบบจำลองอะตอมชนิดใหม่
               เมื่อนักวิทยาศาสตร์ได้ทำการทดลองค้นคว้าได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้น พบว่าแบบจำลองของ dalton ไม่สามารถอธิบายได้ เช่น                1. ทำไมอะตอมของธาตุต่างกันจึงมีมวลต่างกัน
                   2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจมีสมบัติต่างกันได้ (เช่น ไฮโดรเจนมี 3 ไอโซโทป1H,2H และ3H เป็นธาตุชนิดเดียวกัน แต่มีมวลต่างกัน)
                   3. ทำไมธาตุจึงมีความว่องไวในการเกิดปฏิกิริยาต่างกัน
                   4. ทำไมธาตุหนึ่งๆทำปฏิกิริยาได้เฉพาะบางธาตุ
               5. อะตอมทำให้เกิดขึ้นใหม่หรือเปลี่ยนไปเป็นอะตอมของธาตุอื่นได้ หรือสามารถสังเคราะห์อะตอมของธาตุใหม่ได้โดยอาศัยปฏิกิริยานิวเคลียร์
               ด้วยสาเหตุดังกล่าวจึงทำให้มีผู้ศึกษาค้นคว้าแบบจำลองอะตอมใหม่เพื่ออธิบายสิ่งที่เกิดขึ้น

3. แบบจำลองอะตอมของทอมสัน
               แบบจำลองอะตอม หรือ แบบจำลองขนมปังลูกเกด (อังกฤษ: plum pudding model) ของ เจ. เจ. ทอมสัน ผู้ค้นพบอิเล็กตรอนเมื่อปี ค.ศ. 1897 เป็นแบบจำลองที่เสนอขึ้นในปี ค.ศ. 1904 ก่อนการค้นพบนิวเคลียสของอะตอม แนวคิดของแบบจำลองนี้คือ อะตอมประกอบด้วยอิเล็กตรอน (ซึ่งเวลานั้นทอมสันยังเรียกว่า "คอร์พัสเคิล" ส่วน จี. เจ. สโตนีย์ เสนอให้เรียกอะตอมของไฟฟ้าว่า "อิเล็กตรอน" เมื่อปี 1894) ล้อมรอบด้วยทะเลของประจุลบเพื่อรักษาสมดุลกับประจุบวกของอิเล็กตรอน เปรียบเทียบประจุลบเหมือนเป็น "ลูกเกด" ที่ถูกล้อมรอบด้วยประจุบวก "ขนมปัง" โดยที่อิเล็กตรอนนั้นอยู่กระจายทั่วไปในอะตอม แต่ด้วยโครงสร้างต่างๆ กันมากมาย แบบหนึ่งคือมีวงแหวนของอิเล็กตรอนด้วย บางครั้งก็กล่าวกันว่าอะตอมเป็น "กลุ่มเมฆ" ของประจุบวกแทนที่จะเป็นทะเล ด้วยแบบจำลองนี้ ทอมสันได้ละทิ้งสมมุติฐานดั้งเดิมของตนเกี่ยวกับ "เนบิวลาอะตอม" ที่ว่าอะตอมประกอบด้วยวงวนซึ่งจับต้องไม่ได้
              แบบจำลองอะตอมตามทัศนะของทอมสัน
               เซอร์ โจเซฟ จอห์น ทอมสัน (J.J Thomson) นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้สนใจปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นในหลอดรังสีแคโทด จึงทำการทดลองเกี่ยวกับการนำไฟฟ้าของแก๊สขึ้นในปี พ.ศ. 2440 (ค.ศ. 1897)ทอมสันศึกษาแนวคิดที่ว่า ก๊าซสามารถนำไฟฟ้าได้ ถ้ามีสภาพเหมาะสม ซึ่งได้แก่ การจัดสภาพให้มีความต่างศักย์สูงมากๆ และความดันต่ำ โดยใช้หลอดแก้วสุญญากาศ ซึ่งประกอบด้วยวงจรไฟฟ้ากระแสตรงที่มีความต่างศักย์ 10,000 โวลต์ ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวก เรียกว่า แอโนด และขั้วลบ เรียกว่า แคโทด เมื่อผ่านไฟฟ้าเข้าไปในหลอดพบว่า เกิดลำแสงพุ่งจากแคโทด ไปยังแอโนด เรียกลำแสงนี้ว่า รังสีแคโทด
              อย่างไรก็ตามแบบจำลองอะตอมของทอมสัน มีข้อบกพร่องอยู่หลาย ประการ เช่น
               1. ไม่สามารถอธิบายได้ว่าประจุไฟฟ้าบวกยึดกันอยู่ได้อย่างไรทั้งๆที่มีแรงผลักทางคูลอบ์มซึ่งกันและกัน
               2. ไม่สามารถอธิบายการเกิดสเปกตรัมได้
              3. ธาตุนีออน(Neon)ซึ่งมีอิเลคตรอน 10 ตัว ธาตุโซเดียม(Na)มีอิเลคตรอน 11 ตัวการจัดเรียงตัวของอะตอมก็น่าจะคล้ายๆกันแต่ทำไมอิเลคตรอนตัวที่ 11 ของโซเดียมจึงหลุดจากอะตอมได้ง่ายกว่าอิเลคตรอนตัวที่ 10 ของธาตุนีออน

4. การค้นพบโปรตอน
              การค้นพบโปรตอน
               เนื่องจากอะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า และการที่พบว่าอะตอมของธาตุทุกชนิดจะต้องประกอบด้วยอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบ ทำให้นักวิทยาศาสตร์เชื่อว่า องค์ประกอบอีกส่วนหนึ่งของอะตอมจะต้องมีอนุภาคที่มีประจุบวกอยู่ด้วย
               ออยเกน โกลด์สไตน์ (Eugen Goldstein) นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองเกี่ยวกับหลอดรังสีแคโทด โดยดัดแปลงหลอดรังสีแคโทดเล็กน้อย ดังในรูป

5 คลื่น สมบัติของคลื่นและสเปกตรัมของแสง
              แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด ใช้อธิบายเกี่ยวกับการทดลองยิงอนุภาคแอลฟาไปที่แผ่นทองคำ แต่อธิบายปัญหาบางอย่างไม่ได้ เช่น ทำไมโปรตอนซึ่งมีประจุบวกจึงรวมกันเป็นนิวเคลียสได้ และทำไมอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบจึงเคลื่อนที่รอบ ๆ นิวเคลียสได้
              หลังจากการค้นพบนิวตรอน สามารถอธิบายเหตุผลที่โปรตอนสามารถรวมกันเป็นนิวเคลียสได้ 2 ลักษณะดังนี้
1.โปรตอนและนิวตรอนที่จะเปลี่ยนกลับไปกลับมาได้
               ถ้า n คือ นิวตรอน และ p คือ โปรตอน จะเขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงกลับไปกลับมาระหว่างโปรตอน และนิวตรอนได้ดังนี้
               Neutron + Positive charge ® Proton หรือ n + e ® p
               และ Proton + Negative charge ® Neutron หรือ p + e ® n
               จะเห็นได้ว่า โปรตอนสามารถเปลี่ยนไปเป็นนิวตรอนได้โดยอาศัยอิเล็กตรอน และนิวตรอนสามารถเปลี่ยนเป็นโปรตอนได้โดยโปสิตรอน (e ) ซึ่งเป็นอนุภาคที่ไม่เสถียรภายในนิวเคลียส เขียนเป็นสมการรวมได้ดังนี้
               1. การที่โปรตอนและนิวตรอนสามารถจะเปลี่ยนกลับไปกลับมาได้จึงก่อให้เกิดแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคทั้งสอง ซึ่งทำให้อนุภาคทั้งสองอยู่ด้วยกันได้ และทำให้นิงเคลียสมีความเสถียร
               2.พิจารณาในแง่ของประจุเนื่องจากนิวตรอนไม่มีประจุไฟฟ้าจึงเป็นกลางทางไฟฟ้า นิวตรอนจึงไม่มีแรงดูดหรือแรงผลักระหว่างอนุภาค ดังนั้นจึงทำหน้าที่เชื่อม (Cement) ระหว่างโปรตอนกับโปรตอน โดยการแทรกอยู่ระหว่างโปรตอนกับโปรตอนซึ่งทำให้โปรตอนอยู่ในระหว่าง ลดแรงผลักลงได้ จึงทำให้โปรตอนอยู่รวมกันได้
               นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาลักษณะของการจัดเรียงอิเล็กตรอนรอบ ๆ อะตอม โดยแบ่งการศึกษาออกเป็น 2 ส่วนส่วนแรกเป็นการศึกษาเกี่ยวกับสเปกตรัมของอะตอมซึ่งจะทำให้ทราบว่าภายในอะตอมมีการจัดระดับพลังงานเป็นชั้น ๆ ในแต่ละชั้นจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ส่วนที่สองเป็นการศึกษาเกี่ยวกับพลังงานไอออนไนเซชัน เพื่อจะดูว่าในแต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ได้กี่ตัว
               สเปกตรัมหมายถึงอนุกรมของแถบสีหรือ หรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป ทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้นที่มีความยาวคลื่นต่าง ๆ เรียงลำดับกันไป
               สเปกโตรสโคป (Spectroscope) หรือสเปกโตรมิเตอร์ (Spectrometer)หมายถึง เครื่องมือที่ใช้แยกสีตามความถี่ หรือเครื่องมือที่ใช้ศึกษาเกี่ยวกับสเปกตรัม
               สเปกตรัมที่ไม่ต่อเนื่องจะมีบทบาทที่สำคัญในการศึกษาโครงสร้างอะตอม เนื่องจากอะตอมของธาตุต่าง ๆ จะมีเส้นสเปกตรัมเฉพาะตัวคล้ายกับลายนิ้วมือของคนแต่ละคนที่ไม่เหมือนกันสำหรับสเปกตรัมของธาตุ ถ้าพลังงานรังสีเกิดจากการเปลี่ยนแปลงของอะตอมจะเรียกว่า “อะตอมมิกสเปกตรัม (Atomic spectrm) ”
               ความยาวคลื่น (Wavelength) ใช้สัญลักษณ์เป็น λ (อ่านว่า แลมบ์ดา) เป็นสมบัติที่สำคัญของคลื่นหมายถึง ระยะทางที่คลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบพอดี (คือระยะทางจากจุด ก. ถึงจุด ข. ในรูป หรือระยะทางจากจุดประปลายหนึ่งไปยังอีกปลายหนึ่ง) ความยาวคลื่นมีหน่วยเป็นเมตร ( m ) หรือหน่วยย่อยของเมตร เช่น นาโนเมตร (nm) โดย 1 nm = 10-9เมตร

               ความถี่ของคลื่น ใช้สัญลักษณ์เป็น n (อ่านว่า นิว) หมายถึง จำนวนรอบของคลื่นที่เคลื่อนที่ผ่านจุดใดจุดหนึ่งในเวลา 1 วินาที ความถี่ของคลื่นจึงมีหน่วยเป็นจำนวนรอบต่อวินาที ( S-1หรือ cycle/s) หน่วยนี้มีชื่อเรียกอีกอย่างหนึ่งว่าเฮิร์ตซ์ ( Hertz) หรือใช้สัญลักษณ์เป็น Hz
               แอมปลิจูด ( Amplitude) คือ ความสูงของยอดคลื่น
              คลื่นที่จะศึกษากันในที่นี้เป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าในช่วงความยาวคลื่นระหว่าง 380-750 nm ซึ่งเป็นช่วงคลื่นที่มีความยาวและความถี่ที่ประสาทตาของคนจะรับได้เรียกคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าช่วงดังกล่าวนี้ว่า “แสงขาว (Visibel light)” สำหรับช่วงอื่น ๆ นอกจากนี้จะไม่นำมาศึกษาเนื่องจากประสาทตาไม่สามารถจะรับได้
               อัลตราไวโอเลต (Utraviolet หรือตัวอย่คือ U.V. ) อินฟาเรด (Infrared หรือตัวย่อ I.R.) และไมโครเวฟ (Microwave) เป็นต้น
               การศึกษาเกี่ยวกับสเปกตรัมนี้มีมาตั้งแต่สมัยนิวตัน โดยใช้ปริซึมแยกแสงอาทิตย์ออกเป็นแถบสีรวม 7 สี ซึ่งภายหลังเคอร์ชอฟ (Gustav Krchhoff) ชาวเยอรมัน ได้ประดิษฐ์สเปกโตรสโคปขึ้น ใช้ในการแยกสเปกตรัมของแสงขาว และต่อมาบุนเซน (Robert Bunsen) ได้นำความรู้เกี่ยวกับสเปกตรัมไปวิเคราะห์แร่ชนิดต่าง ๆ ซึ่งทำให้ทราบว่าแร่นั้นมีธาตุอะไรเป็นองค์ประกอบ

6 การอธิบายการเกิดสเปกตรัม
การอธิบายการเกิดสเปกตรัม
               เนื่องจากแบบจำลองอะตอมที่โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเป็นนิวเคลียส มีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียส สามารถอธิบายได้แต่เพียงว่าทำไมโปรตอนจึงอยู่รวมกันเป็นนิวเคลียสได้ แต่ไม่สามารถอธิบายได้ว่าทำไมอิเล็กตรอน ซึ่งมีประจุเป็นลบเหมือนกัน จึงอยู่รวมกันรอบ ๆ นิวเคลียส ไม่ได้บอกให้ทราบว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดเหล่านั้นอยู่ในที่เดียวกัน หรือแบ่งเป็นกลุ่ม ๆ อย่างไร และเมื่อมีการศึกษาการเผาสารซึ่งพบว่า
               สารประกอบที่มีโลหะต่างกัน จะให้สีของเปลวไฟต่างกัน แบบจำลองนี้ ไม่สามารถอธิบายได้ว่า สีของเปลวไฟนั้นเกิดขึ้นจากอะไร เกิดขึ้นได้อย่างไร โดยเฉพาะอย่างยิ่งเมื่อศึกษาสีของเปลวไฟด้วยสเปกโตรสโคปซึ่งจะเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมที่มีสีต่าง ๆ กัน แบบจำลองนี้ก็ไม่สามารถอธิบายได้เช่นเดียวกัน แสดงว่าแบบจำลองนี้ยังไม่ถูกต้อง นักวิทยาศาสตร์จึงพยายามสร้างแบบจำลองอะตอมใหม่ขึ้นมาเพื่อใช้อธิบายปรากฎการณ์ดังกล่าว
               ถ้าเปรียบเทียบเทียบสเปกตรัมของสารต่าง ๆ กับสเปกตรัมของแสงอาทิตย์และแสงจากหลอดฟลูออเรสเซนต์จะพบว่า สเปกตรัมที่เห็นจากแสงอาทิตย์มีลักษณะเป็นแถบที่มีแสงสีเจ็ดสีต่อเนื่องกัน ที่เรียกว่าสเปกตรัมแบบต่อเนื่อง เนื่องจากเป็นสเปกตรัมของแสงขาวนั่นเอง สำหรับสเปกตรัมของหลอดฟลูออเรสเซนต์นอกจากจะเห็นเป็นแถบสีแบบสเปกตรัมของแสงขาวเป็นพื้นแล้ว ยังมีเส้นปรากฏในแถบสเปกตรัมด้วย เรียกว่าเส้นสเปกตรัม ซึ่งจัดว่าเป็นสเปกตรัมที่ไม่ต่อเนื่อง เส้นสเปกตรัมที่เห็นเด่นชัดที่สุดคือ เส้นสีเขียว ซึ่งเกิดจากธาตุที่บรรจุไว้ในหลอด
               สำหรับลักษณะของสเปกตรัมหรือสีของเปลวไฟของสารประกอบต่าง ๆที่เกิดจากโลหะชนิดเดียวกัน จากตารางที่ผ่านมาจะเห็นได้ว่าได้เส้นสเปกตรัมที่มีลักษณะเหมือนกันทุกประการทั้งตำแหน่งของเส้นสเปกตรัม ถึงแม้ว่าจะมีอโลหะต่างชนิดกัน เช่น กรณีของสารประกอบโซเดียม ไม่ว่าจะเป็น NaCl หรือ Na2SO4จะเห็นสีของเส้นสเปกตรัมที่เด่นชัดที่สุดเป็นสีเหลองเข้มเหมือนกัน อยู่ในตำแหน่งเดียวกัน หรือมีความยาวคลื่นเท่ากัน ทั้ง ๆ ที่สารประกอบโซเดียมนั้นมีอโลหะต่างกันคือ Cl-กับ SO42-แสดงว่าเส้นสเปกตรัมนั้นไม่ได้เกิดจากอโลหะ ถ้าเกิดจากอโลหะสีหรือตำแหน่งของเส้นสเปกตรัมของ NaCl หรือ Na2SO4ควรจะต่างกัน สำหรับสเปกตรัมของสารประกอบคู่อื่น ๆ ที่มีโลหะชนิดเดียวกันและมีอโลหะต่างชนิดกันก็ให้ผลเช่นเดียวกันกับกรณีของเกลือโซเดียม คือให้สเปกตรัมเหมือนกันเมื่อเป็นโลหะชนิดเดียวกัน ดังนั้นจึงสรุปได้ว่า “ เส้นสเปกตรัมเกิดจากอะตอมส่วนที่เป็นโลหะไม่ได้เกิดจากส่วนที่เป็นอโลหะ”
               สเปกตรัมไม่ได้เกิดเฉพาะจากโลหะอย่างเดียวเท่านั้น อโลหะก็ให้สเปกตรัมเช่นเดียวกัน แต่เป็นสเปกตรัมที่เกิดในช่วงของความถี่ที่ตาเรามองไม่เห็น
โดยสรุป
              1. สเปกตรัมเป็นสมบัติเฉพาะตัวของธาตุชนิดหนึ่ง ๆ ซึ่งแตกต่างจากธาตุชนิดอื่น
              2. สเปกตรัมของโลหะชนิดเดียวกันไม่ว่าจะอยู่ในรูปของธาตุบริสุทธิ์หรือในสารประกอบจะต้องมีลักษณะเหมือนกันทั้งหมด ทั้งในแง่ของจำนวนเส้นสเปกตรัม สีของแต่ละเส้น (อาจจะมีสีเข้มไม่เท่ากัน) และ ตำแหน่งของเส้นสเปกตรัม
              3. สเปกตรัมของโลหะต่างชนิดกันจะไม่เหมือนกัน สีของเส้นสเปกตรัมอาจจะเหมือนกัน แต่ตำแหน่งของเส้นสเปกตรัมทั้งหมดจะไม่ตรงกัน

ทั้งนี้กำหนดลักษณะของอะตอมดังนี้
              1. อะตอมแบ่งออกเป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นจะมีพลังงานประจำตัวซึ่งมีค่าไม่เท่ากัน เรียกว่ามีระดับพลังงานต่างกัน ระดับพลังงานภายในอะตอมจะเป็นช่วง ๆ ไม่ต่อเนื่อง
              2. ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำสุด (คือ E1) เรียกว่าระดับพลังงานในสภาวะพื้น (ground state) ระดับพลังงานที่ต่ออกไปอีก คือ E2, E3, . …. จะมีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับ ระดับพลังงานนอกสุดของอะตอมจะมีพลังงานในตัวสูงสุด

ตั้งแต่ระดับพลังงาน E2, E3, . …. เป็นต้นไป เรียกรวมกันว่า Allowed state energy
               3. อิเล็กตรอนที่กระจายอยู่ในระดับพลังงานเหล่านี้จะต้องมีพลังงานในตัวเท่ากับพลังงานประจำระดับนั้นจึงจะอยู่ในสภาวะที่เสถียร และสามารถโคจรอยู่ในระดับพลังงานนั้นได้ เช่น อิเล็กตรอนที่จะโคจรอยู่ในระดับ

7 หลักการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
              การศึกษาสเปกตรัมของธาตุต่างๆ อย่างละเอียด พบว่า ระดับพลังงานของอิเล็กตรอนที่โคจรอยู่รอบๆ นิวเคลียสยังแบ่งออกเป็นระดับพลังงานย่อย(Subshell)
              ระดับพลังงานย่อย (Subshell)อีกชื่อหนึ่งคือ ออร์บิทัล (Orbital) ซึ่งเป็นอาณาเขตและรูปร่างใน 3 มิติ บริเวณรอบนิวเคลียส ซึ่งมีโอกาสสูงที่จะพบอิเล็กตรอนที่มีพลังงานเฉพาะ ระดับพลังงานย่อย เป็นระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในแต่ละระดับพลังงานหลัก โดยระดับพลังงานย่อยมี 4 ประเภทใหญ่ คือs , p , d ,fและแต่ละชนิดก็จะมีรูปร่างต่างกัน ดังรูป

              S มาจากคำว่า sharp
              P มาจากคำว่า principal
              D มาจากคำว่า diffuse
              F มาจากคำว่า fundamental
จำนวนระดับพลังงานย่อยในแต่ละระดับพลังงาน ตั้งแต่ระดับพลังงานที่ 1 – 5 เป็นดังนี้
              ระดับพลังงานที่ 1 มี 1 ระดับพลังงานย่อย คือ 1s
              ระดับพลังงานที่ 2 มี 2 ระดับพลังงานย่อย คือ 2s2p
              ระดับพลังงานที่ 3 มี 3 ระดับพลังงานย่อย คือ 3s3p3d
              ระดับพลังงานที่ 4 มี 4 ระดับพลังงานย่อย คือ 4s4p4d4f
              ระดับพลังงานที่ 5 มี 5 ระดับพลังงานย่อย คือ 5s5p5d5f
              ตัวเลขข้างหน้าแสดงระดับพลังงานหลัก (n) ของอะตอม ระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในระดับพลังงานเดียวกันมีค่าพลังงานแตกต่างกัน และในแต่ละระดับพลังงานย่อยจะมีจำนวนออร์บิทัลแตกต่างกัน
              ระดับพลังงานย่อยsมี 1 ออร์บิทัล
              ระดับพลังงานย่อยpมี 3 ออร์บิทัล
              ระดับพลังงานย่อยdมี 5 ออร์บิทัล
              ระดับพลังงานย่อยfมี 7 ออร์บิทัล
              แต่ละออร์บิทัลมีจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด2 อิเล็กตรอนจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับพลังงานย่อยจึงขึ้นอยู่กับจำนวนออร์บิทัลดังนี้
              ระดับพลังงานย่อยsมี 1 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน
              ระดับพลังงานย่อยpมี 3 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน
              ระดับพลังงานย่อยdมี 5 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน
              ระดับพลังงานย่อยfมี 7 ออร์บิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอน
การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย มีหลักการดังนี้
              1. ต้องการบรรจุในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างอยู่ก่อน เช่น 1s2s2p3s…..ตามลำดับโดยพิจารณาจากแผนภาพ

               2. อิเล็กตรอนสองอิเล็กตรอนที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน มีทิศทางการหมุนรอบตัวเองตรงข้ามกัน โดยตัวหนึ่งหมุนตามเข็มนาฬิกาและอีกตัวหนึ่งหมุนทวนเข็มนาฬิกา ให้แทน ออร์บิทัล และ แทนอิเล็กตรอน ดังนั้น การเขียนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเขียนแทนด้วย หรือ เมื่อมีอิเล็กตรอน 2 ตัวอยู่ในออร์บิทัลเดียวกันจะเขียนเป็น ตามกลักการกีดกันของเพาลี
               3. การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลซึ่งอยู่ในระดับพลังงานต่างๆมีหลักการดังนี้
                     3.1 ต้องการบรรจุในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างอยู่ก่อน เช่น 1s2s2p3s…..ตามลำดับ
                     3.2 ในกรณีที่มีหลายออร์บิทัลและแต่ละออร์บิทัลมีพลังงานเท่ากัน ให้บรรจุอิเล็กตรอนในลักษณะที่ทำให้เป็นอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้(ตามกฎของอุนด์) ถ้ามีอิเล็กตรอนเหลือจึงบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่เต็มออร์บิทัล เช่น ถ้ามี 2 อิเล็กตรอนในออร์บิทัล p จะบรรจุอิเล็กตรอนได้เป็นถ้ามี 4 อิเล็กตรอนในออร์บิทัล p จะบรรจุอิเล็กตรอนได้เป็น
                3.3 อะตอมของธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนเต็ม ในทุกๆออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน เรียกว่า การบรรจุเต็มถ้ามีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียวเรียกว่าการบรรจุครึ่งอะตอมที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนแบบบรรจุเต็มและบรรจุครึ่งจะมีความเสถียรมากกว่าการบรรจุแบบอื่นๆ
                     3.4 สัญลักษณ์แสดงการจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล เขียนได้โดยใช้ตัวเลขแสดงระดับพลังงานตามด้วยตัวอักษรแสดงระดับพลังงานย่อย และเขียนเลขยกกำลังบนตัวอักษร เพื่อแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัล เช่น1s2โดย 1 คือ ระดับพลังงานหลักที่ 1sคือระดับพลังงานย่อย และ 2 อิเล็กตรอนที่บรรจุอยู่ในออร์บิทัล 1s
                     3.5 อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสูงสุดหรือสูงสุดหรือชั้นนอกสุดของอะตอมเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

8 รัศมีอะตอม
              รัศมีอะตอม คือ ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมถึงอิเล็กตรอนนอกสุดของอะตอมนั้นในสภาพที่เสถียรซึ่งวัดได้ในหน่วยพิโกเมตรหรืออังสตรอม
              รัศมีอะตอมสามารถแบ่งได้เป็น 3 ชนิด ขึ้นอยู่กับชนิดของแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมของธาตุนั้นๆ ได้แก่ รัศมีโควาเลนต์ รัศมีแวนเดอร์วาลส์ และรัศมีโลหะ
              1. รัศมีโควาเลนต์ คือระยะครึ่งหนึ่งของความยาวพันธะโควาเลนต์ระหว่างอะตอมชนิดเดียวกัน เช่น H2 มีระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไฮโดรเจนทั้งสองอะตอมเป็น 74 พิโคเมตร รัศมีอะตอมของไฮโดรเจนจึงเป็น 37 พิโคเมตร
              2.รัศมีแวนเดอร์วาลส์คือระยะทางครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมสองอะตอมที่อยู่ใกล้กันที่สุดโดยรัศมีแวนเดอร์วาลส์นี้จะเกิดขึ้นในแก๊สเฉื่อยซึ่งไม่มีพันธะกับอะตอมอื่นหรือได้จากโมเลกุลโควาเลนต์สองโมเลกุลที่สัมผัสกัน
              3. รัศมีโลหะ หาได้จากธาตุที่เป็นโลหะ มีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของสองอะตอมที่อยู่ใกล้กันที่สุด

9 พลังงานไอออไนเซชัน
               พลังงานไอออไนเซชัน (อังกฤษ: Ionization Energy, IE) คือค่าพลังงาน ที่ใช้ในการดึงให้อิเล็กตรอนวงนอกสุด (เวเลนซ์อิเล็กตรอน) หลุดออกจากอะตอมหรือโมเลกุลที่อยู่ในสถานะก๊าซปริมาณพลังงานที่น้อยที่สุดที่สามารถทำให้อะตอมหรือโมเลกุลปลดปล่อยอิเล็กตรอน ค่าพลังงานไอออไนเซชันจะบ่งบอกว่าอะตอมหรือไอออนนั้นสามารถเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายหรือยาก หรือในอีกมุมหนึ่งเป็นการบ่งบอกระดับพลังงานของอิเล็กตรอนวงนอกสุดของอะตอมหรือไอออนนั้นว่ามีความเสถียรมากเพียงใด โดยทั่วไปค่าพลังงานไอออไนเซชันจะมีค่าเพิ่มขึ้นเมื่อพยายามที่จะทำให้อิเล็กตรอนตัวต่อไปถูกปลดปล่อยออกมา เนื่องจากการผลักกันของประจุอิเล็กตรอนมีค่าลดลงและการกำบังของอิเล็กตรอนชั้นวงในมีค่าลดลง ซึ่งทำให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนมีค่ามาขึ้น อย่างไรก็ตามค่าที่เพิ่มขึ้นอาจไม่เพิ่มเท่าที่ควรจะเป็นในกรณีที่เมื่อปลดปล่อยอิเล็กตรอนตัวนั้นแล้วส่งผลให้เกิดการบรรจุเต็มหรือการบรรจุครึ่งในระดับชั้นพลังงาน เนื่องจากทั้งสองกรณีมีเสถียรภาพเป็นพิเศษ
              กระบวนการสูญเสียอิเล็กตรอนนี้เกิดได้หลายครั้งสำหรับอะตอมหรือโมเลกุลที่มีหลายอิเล็กตรอน จึงเรียกเป็น IE1 IE2 IE3 ... ตามลำดับซึ่งก็คือค่าพลังงานในการดึงอิเล็กตรอนตัวที่ 1 2 3 ... นั่นเอง โดยอิเล็กตรอนตัวแรกย่อมจะหลุดออกไปง่ายกว่าอิเล็กตรอนลำดับถัดๆ ไปเสมอ พลังงานที่ต้องใช้จึงเพิ่มขึ้น
              การศึกษาแนวโน้มของค่าพลังงาไอออนไนเซชันของอะตอมหรือโมเลกุลนั้น สามารถช่วยนักวิทยาศาสตร์ทำความเข้าใจโครงสร้างของอิเล็กตรอนภายในอะตอมและโมเลกุลได้ดีขึ้น หากค่าพลังงานไอออไนเซชันเพิ่มขึ้นเป็นเส้นตรงอาจกล่าวได้ว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นมาจากชั้นอิเล็กตรอน (อังกฤษ: shell หรือ เลขควันตัมหลัก อังกฤษ: principle quantum number) เดียวกัน แต่ถ้าพบว่าค่าพลังงานไอออไนเซชันกระโดดไปก็หมายความว่าอิเล็กตรอนที่หลุดออกมานั้นอยู่ในชั้นที่ลึกเข้าไปอีก นอกจากนี้พลังงานไอออไนเซชันยังเป็นแนวโน้มตามตารางธาตุอย่างหนึ่งที่มีลักษณะชัดเจนและสามารถอธิบายได้โดยโครงสร้างการจัดเรียงอิเล็กตรอน (อังกฤษ: electron configuration) ของอะตอม

10 อิเล็กโทรเนกาติวิตี
               อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity) เป็นค่าที่แสดงถึงความสามารถของอะตอมในการที่จะดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองเมื่อเกิดพันธะเคมี (chemical bond) ทั้งนี้ มีการเสนอวิธีการแสดงอิเล็กโตรเนกาทิวิตีหลายวิธี อาทิ เพาลิง สเกล (Pauling scale) ถูกเสนอในปี ค.ศ. 1932 มูลลิเกน สเกล (Mulliken scale) ถูกเสนอในปี ค.ศ. 1934 และ ออลล์เรด-โรโชสเกล (Allred-Rochow scale)
การคำนวณความต่างของอิเล็กโทรเนกาทิวิตีของ เพาลิง ระหว่างอะตอม A และอะตอม B

               เมื่อ พลังงานพันธะ, Ed ของพันธะ A–B, A–A และ B–B ในหน่วย อิเล็กตรอนโวลต์, ค่า (eV)–½ แสดงเพื่อเลี่ยงการพิจารณาหน่วย เช่น ความต่างของอิเล็กโทรเนกาทิวิตีโดยเพาลิงระหว่างไฮโดรเจนและโบรมีน เท่ากับ 0.73 (พลังงานพันธะ: H–Br, 3.79 eV; H–H, 4.52 eV; Br–Br 2.00 eV)
แนวโน้ม อิเล็กโตรเนกาทิวิตี
              ธาตุเคมี แต่ละตัวจะมีคุณลักษณะที่มีค่า อิเล็กโตรเนกาติวิตี่ ระหว่าง 0 ถึง 4 โดย เพาลิง สเกล ธาตุที่มีอิเล็กโตรเนกาทิวิตี มากที่สุด คือ ฟลูออรีน ซึ่งมีค่าเท่ากับ 3.98 และธาตุที่มี อิเล็กโตรเนกาติวิตีน้อยที่สุด แฟรนเซียม เท่ากับ 0.7 โดยทั่วไประดับขั้นของ อิเล็กโตรเนกาทิวิตี จะลดลงตามหมู่ของธาตุในตารางธาตุ และเพิ่มขึ้นตามคาบในตารางธาตุ ดังตารางธาตุ ดังแสดงข้างล่างนี้

อ้างอิง : SciMath : โดยคุณอนุสิษฐ์ เกื้อกูล ลิขสิทธิ์โดยสถาบันส่งเสริมการสอนวิทยาศาสตร์และเทคโนโลยี (สสวท.)
         เรื่อง : อะตอมและตารางธาตุ

ธาตุชนิดเดียวกันจะต้องมีมวลเท่ากันหรือไม่ เพราะเหตุใด *

ธาตุชนิดเดียวกันจะมีอะไรเท่ากัน

ธาตุชนิดเดียวกันดูยังไง

ธาตุชนิดเดียวกันที่มีเลขมวลต่างกัน เรียกว่าอะไร