1. T

2. แบบจาลองอะตอม
การค้ นพบอะตอมในยุคต่างๆและทฤษฎีตางๆ ่
ที่นามาใช้ อธิบายเกี่ยวกับโครงสร้ างอะตอม
(Atomic Discovery and Theory)

3. เราจะศึกษาโครงสร้ างอะตอมอย่ างไร
วิธีการศึกษาหาข้ อมูล เกี่ยวกับ นาข้ อมูลที่ได้ มาอธิบายโครงสร้ าง
อะตอม อะตอม
ของนักวิทยาศาสตร์
อธิบายถึงการจัดเรี ยงอิเล็กตรอน
อธิบายถึงการจัดธาตุลงในตาราง นาความรู้ จากโครงสร้ างอะตอม
ธาตุ ไปใช้ อธิบายในเรื่ อง
อธิบายถึงสมบัตบางประการของ
ิ
ธาตุในตารางธาตุ

4. ทฤษฎีอะตอมของDalton
John Dalton
1. สสารทุกชนิดประกอบขึนจาก อนุภาคขนาดเล็กที่เรี ยกว า
้
อะตอม ซึ่งไม สามารถแบ งแยกหรือสูญหายไปได
2. อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีมวลและสมบัตเหมือนกัน
ิ
ทุกประการ และแตกต างจากอะตอมของธาตุอ่ น ื
3. อะตอมของธาตุหนึ่งไม สามารถเปลี่ยนไปเป น อะตอมของ
ธาตุชนิดอื่นได
4. สารประกอบแต ละชนิดได จากการรวมตัวกันของอะตอมธาต
ตังแต สองชนิดด วยอัตราส วนจานวนอะตอมคงที่
้

5. แบบจาลองอะตอมของ Dalton
อะตอมมีรูปร่างเป็ นทรงกลม
มีขนาดเล็ก
ไม่สามารถแบ่งแยกได้ อีก

6. การค้ นพบ electron
J.J. Thomson
J.J. Thomson ศึกษาอนุภาคทีมประจุลบในหลอดรังสี cathode
่ี
หลอดรังสี
แคโทด
การค้นพบ Electron
J.J.Thomson ศึกษาอนุภาคทีมประจุลบในหลอดรังสีแคโทด
่ี
อนุภาคทีมประจุไฟฟ้าลบ ก็ คือ Eletron นั่นเอง
่ี

7. การค้ นพบ electron
J.J. Thomson
J.J. Thomson ศึกษาอนุภาคทีมีประจุลบในหลอดรังสี cathode
่
*อนุภาคที่มีประจุลบก็คือ electron

8. นอกจากนี ้ เขาได้ ทดลองให้ รังสีแคโทดอยู่ใน สนามแม่ เหล็ก
ปรากฏว่ ารังสีเบนไปอีกทิศทางหนึ่ง ซึ่งตรงกันข้ ามกับรังสี
แคโทดที่อยู่ในสนามไฟฟา ้

9. แบบจาลองอะตอมตามทฤษฎีอะตอมของทอมสันมีลักษณะ
ดังรูป

10. สรุ ปผลการทดลอง
อิเล็กตรอนเป็ นองค์ ประกอบร่ วมที่พบในธาตุใดก็ได้ เพราะเมื่อเขาทา
การทดลองซาโดยเปลี่ยนชนิดของโลหะที่ใช้ เป็ นขัวแคโทด และเปลี่ยน ชนิดของ
้ ้
ก๊ าซที่บรรจุ แต่ ผลการทดลองยังได้ เหมือนเดิม
อิเล็กตรอนเป็ นอนุภาคที่มีประจุลบ
อัตราส่ วนประจุต่อมวลของอิเล็กตรอนเท่ ากับ
1.76 X 108 คูลอมบ์ ต่ อกรั ม

11. การหาค่าประจุของอิเล็กตรอน Robert Millikan, 1909
ศึกษาการเคลื่อนที่ของหยดนามันในสนามไฟฟาภายใต้ แรงโน้ ม
้ ้
ถ่ วง ใช้ วิธีเม็ดนามัน( Oil- Drop experiment)
้
แผนภาพและเครื่องมือวัดประจุบนหยดนามัน
้

12. 14
ประจุของอิเล็กตรอน (e) = 1.60 x 10-19 คูลอมบ์
1.60 x 10-19 C
มวลของอิเล็กตรอน (m) = 1.76 x 108 C/g
= 9.11 x 10 -28 g

13. ได้ อะไรจากผลการทดลอง?
ประจุของอิเลกตรอน = 1.60 x 10-19 C
ประจุตอมวลของอิเลกตรอน = 1.76 x 108 C/g
มวลของอิเลกตรอน = 9.11x10-31 kg
หรือ = 9.11x10-28 g

14. ได้ อะไรจากผลการทดลอง?
ประจุของอิเลกตรอน = -1.60 x 10-19 C
ประจุต อมวลของอิเลกตรอน = -1.76 x 108 C/g
มวลของอิเลกตรอน = 9.11x10-31 kg

15. การค้ นพบ Proton
Eugen Goldstein
เขาได้ ศึกษาเรื่องการนาไฟฟาของแก๊ ส โดยเขาได้
้
ดัดแปลงหลอดรังสีแคโทด โดยเพิ่มฉากเรืองแสงที่
ด้ านหลังขัวแคโทด และเจาะรูด้านขัวแคโทด
้ ้

16. อนุภาคที่ถูกดึงดูดโดยขัวไฟฟาที่เป็ นลบ ต้ องเป็ นอนุภาคที่มีประจุบวก
้ ้
ต่ อมานักวิทยาศาสตร์ เรียกว่ า "โปรตอน" เนื่องจากถูกดึงดูดโดยขัวแคโทด
้
ซึ่งเป็ นขัวลบและโดนแรงผลักจากขัวแอโนดซึ่งเป็ นขัวบวก
้ ้ ้

17. แบบจาลองอะตอมของThomson
อะตอมมีรูปร่ างเป็ นทรงกลม และมีอนุภาคภายในคือประจุบวก
และประจุลบปนกันไปอย่ างสม่าเสมอในปริมาณที่เท่ ากัน
electron positive charge
Thomsonได้ รับรางวัลNobel ในปี

18. การค้ นพบของ E.R. Rutherford
E.R. Rutherford
ได้ ทดลองยิงอนุภาคแอลฟา )
ซึ่งได้ จากการสลายตัวของอะตอม
ฮีเลียม
ไปยังแผ่ นทองคาบางๆ
แล้ วสังเกตการเบี่ยงเบนของรังสี
E.R. Rutherford

19. 17
Rutherford, Geiger & Marsden (1911)
ศึกษาการกระเจิง
(scattering) ของ
อนุภาค a โดย
แผ่ นทองคาบางๆ
Rutherford

20. 16
-
+

21. เมื่อยิงอนุภาคแอลฟาไปที่แผ่ นทองคา อนุภาคส่ วนใหญ่ ควรจะ
เบี่ยงเบนไปจากแนวเส้ นตรง ทังนี ้ เพราะตามแบบจาลองอะตอม
้
ของทอมสัน อะตอมประกอบด้ วยอนุภาคบวกและลบ กระจายอยู่
ทั่วไปในอะตอม เมื่อยิงอนุภาคแอลฟาซึ่งมีประจุบวกเข้ าไปใน
อะตอมของแผ่ นทองคา อนุภาคแอลฟาควรจะผลักกับโปรตอนซึ่งมี
ประจุบวกเหมือนกัน อันจะเป็ นผลทาให้ ทศทางของอนุภาคแอลฟา
ิ
เบี่ยงเบนไปดังในรูป
ทิศทางการเคลื่อนที่ของอนุภาคแอลฟาตามแบบจาลองอะตอมของ
ทอมสัน

22. อนุภาคแอลฟาส่ วนใหญ่ จะเดินทางเป็ นเส้ นตรง ส่ วน
น้ อยจะมีการเบี่ยงเบนทิศทางและนานๆครั งจะมีการ
้
สะท้ อนกลับอย่ างแรง

24. การค้ นพบNeutron
James Chadwick
Neutron
ยิงเบริลเลียม(Be)ด้ วยอนุภาคแอลฟา ซึ่งได้ จากธาตุพอโลเนียม(Po)
จากนั้น ทดลองซ้าโดยเปลียนเบริลเลียมเป็ นธาตุอน เช่ น โบรอน(B), ไนโตรเจน(N), ออกซิเจน
่ ื่
(O), อาร์ กอน(Ar) ฯลฯ
ผลการทดลอง
จากการทดลองพบว่ า เมือระดมยิงเบริลเลียม(Be) ด้ วยอนุภาคแอลฟา จะตรวจพบ
่
นิวตรอน ดังสมการ
พบอนุภาคใหม่ คอ เขาให้ ชื่ออนุภาคนีว่า "นิวตรอน" ซึ่งมีมวลใกล้เคียง
ื ้
โปรตอนและเป็ นกลางทางไฟฟา โดยที่มวลของนิวตรอน ~ 1.67 x 10-24 g
้

25. แบบจาลองอะตอมของRutherford
โปรตอนซึงมีประจุบวกรวมกันอยูอย่างหนาแน่นตรงกลางอะตอม มันมีขนาด
่ ่
เล็กเมื่อเทียบกับปริมาตรของอะตอม แต่มีมวลมาก ส่วนรอบนอกจะมี
อิเล็กตรอนซึงมีประจุลบมีมวลน้ อยมากวิ่งวนรอบนิวเคลียส จะเห็นว่ามีที่วาง
่ ่
มากมายระหว่างโปรตอนกับอิเล็กตรอน
หลังจากที่เจมส์ แชดวิก พบนิวตรอนซึงไม่มีประจุ แบบจาลองอะตอมของ
่
รัทเทอร์ ฟอร์ ดก็เปลี่ยนไป
โปรตอนกับนิวตรอนอยูรวมกันตรงกลางอะตอมเรี ยกว่านิวเคลียส ส่วน
่
อิเล็กตรอนวิ่งวนรอบนิวเคลียส
เดิม ใหม่

26. รูปแบบจาลองอะตอมของ
รัทเทอร์ ฟอร์ ด
รูปแบบจาลองอะตอมที่มีโปรตอน
อิเล็กตรอนและนิวตรอน

27. อนุภาคในอะตอม
อะตอมประกอบด้ วยอนุภาคขนาดเล็ก 3 อนุภาค ได้ แก่
1.อิเล็กตรอน(electron)
2.โปรตอน(proton)
3.นิวตรอน(neutron)
อนุภาคขนาดเล็กคือโปรตอน, นิวตรอน และอิเล็กตรอน มีคุณสมบัตต่างกันดังตาร
ิ
อนุภาค สั ญลักษณ์ ประจุ(คูลอมบ์ ) หน่ วยประจุ นาหนัก(กิโลกรัม)
้
โปรตอน p +1.60x10-19 +1 1.67x10-27
นิวตรอน n ไม่ มประจุ
ี 0 1.67x10-27
อิเล็กตรอน e- -1.60x10-19 -1 9.11x10-31
ปั จจุบันนอกจากจะพบอนุภาคมูลฐานของอะตอมซึ่งจัดว่ าเป็ นอนุภาคที่มี
ความคงตัวภายในอะตอมแล้ ว ยังมีอนุภาคอื่น ๆ อีกหลายชนิดที่อยู่ภายใน
อะตอม ***

28. รูปแบบจาลองอะตอมของ
รัทเทอร์ ฟอร์ ด
รูปแบบจาลองอะตอมที่มีโปรตอน
อิเล็กตรอนและนิวตรอน

29. การเขียนสัญลักษณ์ของอะตอม
เลขอะตอม (Atomic number)
ใช้สัญลักษณ์ Z หมายถึง ตัวเลขที่แสดงจานวนโปรตอนที่มอยูในนิวเคลียสของธาตุ
ี ่
อะตอมของธาตุชนิดหนึง ๆ จะมีจานวนโปรตอนเฉพาะตัวไม่ซ้ากับธาตุอน ๆ ธาตุ
่ ื่
ชนิดเดียวกันจะต้องมีจานวนโปรตอนหรือเลขอะตอมเท่ากัน
ถ้าอะตอมที่เป็นกลาง จานวนอิเล็กตรอนเท่ากับจานวนโปรตอน
เพราะฉะนัน เลขอะตอม = จานวนโปรตอน =
้ จานวนอิเล็กตรอน

30. การเขียนสัญลักษณ์ของอะตอม
เลขมวล (Mass number)
ใช้สัญลักษณ์เป็น A หมายถึง ผลรวมของจานวนโปรตอน และ
จานวนนิวตรอนในนิวเคลียส
เลขมวล = เลขอะตอม + จานวนนิวตรอน
A = Z + n
จานวนนิวตรอน = เลขมวล - เลขอะตอม
n =A + z

31. การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุ
สัญลักษณ์นิวเคลียร์ (Nuclear symbol)
เป็นสิ่งทีใช้เขียนแทนโครงสร้างของอะตอม โดยบอกรายละเอียดเกียวกับ
่ ่
จานวนอนุภาคมูลฐานของอะตอม วิธีการเขียนตามข้อตกลงสากลคือ
เขียนเลขอะตอมไว้มมล่างซ้าย และเลขมวลไว้มมบนซ้ายของสัญลักษณ์ของ
ุ ุ
ธาตุ
X คือ สัญลักษณ์ของธาตุ
Ax A คือ เลขมวล
Z Z คือ เลขอะตอม

32. การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ของธาตุ
ตัวอย่าง จงคานวณจานวนอิเล็กตรอน โปรตอน
และนิวตรอนของธาตุซงมีสญลักษณ์นิวเคลียร์ดังต่อไปนี้
ึ่ ั
23 235 U, 12
Na, 6
C
11 92

33. ไอโซโทป (Isotope) หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีโปรตอน
เท่ากัน (หรืออิเล็กตรอนเท่ากัน ) แต่มีเลขมวลและจานวนนิวตรอนต่างกัน
(หรือมีมวลต่างกัน)
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีจานวนโปรตอนและอิเล็กตรอนเท่ากัน แต่จานวน
นิวตรอนอาจจะไม่เท่ากันก็ได้ ซึ่งมีผลทาให้มวลต่างกัน อะตอมของธาตุดังกล่าวเรียกว่าเป็น
14
ไอโซโทปเช่น 1 2 13 C และ
C, C เป็นไอโซโทปกัน
6 6
6

34. สัญลักษณ์นวเคลียร์
ิ จานวนอิเล็กตรอน จานวนโปรตอน จานวนนิวตรอน เลขมวล
C 6 6 6 12
6 6 7 13
6 6 8 14
ไอโซโทปของธาตุบางชนิดอาจจะมีชอเรียกโดยเฉพาะ
ื่
เช่น ธาตุไฮโดรเจนมี 3 ไอโซโทป และมีชอเฉพาะดังนี้
ื่
1
1
H H เรียกว่ า โปรเทียม ใช้ สัญลักษณ์ H แทน
2 H H เรียกว่ า ดิวทีเรียม ใช้ สัญลักษณ์ D แทน
1
3 H H เรียกว่ า ทริเทียม ใช้ สัญลักษณ์ T แทน
1

35. ไอโซโทน ( Isotone ) หมายถึง ธาตุต่างชนิดกันทีมจานวนนิวตรอนเท่ากัน
่ ี
แต่มีเลขมวลและเลขอะตอมไม่เท่ากัน เช่น
18 O 19
F เป็นไอโซโทนกัน มีนวตรอนเท่ากันคือ
ิ
9
8 n = 10
A Z n
ธาตุ
8 O 18 8 10
18
9F 19 9 10
19
จะเห็นได้ว่าเฉพาะ n เท่านั้นที่เท่ากัน
แต่ A และ Z ไม่เท่ากัน จึงเป็นไอโซโทน

36. ไอโซบาร์ (Isobar) หมายถึง ธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน
แต่มีมวลอะตอมและจานวนนิวตรอนไม่เท่ากัน เช่น
30 30
15 P 14 Si P กับ Si มีเลขมวลเท่ากันคือ 30
A Z n
ธาตุ
30
15
P 30 15 15
14 Si 30 14 16
30
จะเห็นได้ว่าเฉพาะ A เท่านันที่เท่ากัน
้
แต่ Z และ n ไม่เท่ากัน จึงเป็นไอโซบาร์

37. สมบัตคลื่น-อนุภาค
ิ
JJ Thomson ได้รับรางวัลโนเบล ในการศึกษาอิเล็กตรอนวาเปนอนุภาค.
George Thomson ผู้เป็นลูก ได้รับรางวัลโนเบล ในการศึกษาอิเล็กตรอน
วาเปนคลืน.
่

38. แบบจาลองอะตอมของโบร์
แบบจาลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด กล่าวถึงอิเล็กตรอนวิง ่
รอบๆ นิวเคลียส แต่ไม่ทราบว่าอิเล็กตรอนอยูรอบ ๆ นิวเคลียสมีการ
่
จัดเรียงอิเล็กตรอนอย่างไร นักวิทยาศาสตร์จงมีการศึกษาข้อมูลใหม่มา
ึ
สร้างแบบจาลองที่เน้นรายละเอียดเกียวกับการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่อยู่
่
รอบนิวเคลียส โดยศึกษาจากสเปกตรัมและค่าพลังงานไอออไนเซชัน

39. สเปกตรัม
สเปกตรัมเป็ นแสงที่ถูกแยกกระจายออกเป็ นแถบสีต่าง ๆ
และแสงเป็ นรูปหนึ่งของคลื่นแม่ เหล็กไฟฟา ฉะนันเพื่อความเข้ าใจ
้ ้
จาเป็ นต้ องรู้เกี่ยวกับส่ วนประกอบของคลื่นและพลังงานคลื่น
แม่ เหล็กไฟฟาเสียก่ อนแล้ วนาความรู้เรื่องดังกล่ าวมาใช้ ในการ
้
วิเคราะห์ สเปกตรัมได้

40. เมื่อนาแสงขาวที่เกิดจากดวงอาทิตย์ ส่องผ่ านปริซมหรื อเกรตติงแสงสีขาวจะแยก
ึ
เป็ นสีต่างๆ ต่ อเนื่อง ซึ่งเรี ยกว่ า แถบสเปกตรั ม ดังรู ป
รูป แสงสีต่าง ๆ ในแถบสเปกตรัมของแสง

41. แสงสี ต่าง ๆ ในแถบสเปกตรัมของแสง
สเปกตรัม ความยาวคลื่น (nm)
ม่วง 400 - 420
น้ าเงิน 420 - 490
เขียว 490 - 580
เหลือง 580 - 590
ส้ม 590 - 650
แดง 650 - 700

43. สมบัตของคลื่น
ิ

 Amplitude
time
ความยาวคลืน (Wavelength)
่ ใช้สัญลักษณ์  อ่านว่า แลมป์ดา
เปนระยะทางระหวางยอดคลื่นที่ตอเนืองกันทีคลื่นเคลื่อนที่ครบ 1 รอบ มีหน่วย
่ ่
เป็นเมตรหรือมีหน่วยเป็นนาโนเมตร(nm) ก็ได้ โดย 1 นาโนเมตร = 10-9 เมตร
แอมปลิจด (Amplitude) เปนระยะทางแนวตั้งจากเสนกึงกลาง
ู ่
ของคลืนถึงยอดคลืน
่ ่

44. สมบัตของคลื่น
ิ

 Amplitude
time
ความถี่ (Frequency) ใช้สัญลักษณ์  (อ่านว่า นิว)
คือจานวนรอบที่คลื่น
่
เคลื่อนที่ผานจุดหนึ่งในเวลา 1 วินาทีความถี่มีหน่วยเป็ น รอบ/วินาที (s-1 ) หรื อ (Hz)
ความเร็ว (u) ของคลืน = λ x ν
่

45. สเปกตรัมของธาตุ
แมกซ์ พลังค์ได้เสนอทฤษฎีควอนตัม (quantum theory) และ
อธิบายเกี่ยวกับการเปล่งรังสีว่า รังสีแม่เหล็กไฟฟ้าที่เปล่งออกมามีลักษณะ
เป็นกลุ่มๆ ซึ่งประกอบด้วยหน่วยเล็กๆ เรียกว่า ควอนตัม (quantum)
ขนาดของควอนตัมขึ้นกับความถี่ของรังสี และแต่ละควอนตัมมีพลังงาน (E)
โดยที่ E เป็นสัดส่วนโดยตรงกับความถี่ (v) ดังนี้
E = h
E = พลังงานหนึ่งควอนตัมแสง (J)
h = ค่าคงที่ของพลังค์ (6.62 x 10-34 Js)
= ความถี่ (s-1)

46. ความยาวคลื่นจะสัมพันธ์ กับความถี่และความเร็วคลื่น
ดังนี ้
C


C  
C คือ ความเร็วของแสง
 คือ ความยาวคลื่น
 คือ ความถี่

47. เมื่อ C คือความเร็วของคลื่นแม่ เหล็กไฟฟาในสุญญากาศมีค่าเท่ ากับ
้
3.0 x 108 เมตรต่ อวินาทีจากสูตร
ค่ าพลังงานของคลื่นแม่ เหล็กไฟฟาคานวณได้ จากความสัมพันธ์ ดังนี ้
้
hC
E

ความยาวคลืนมาก = ความถี่ต่า= พลังงานต่า
่
ความยาวคลืนน้ อย = ความถี่สูง = พลังงานสู ง
่

48. ทฤษฎีควอนตัม (quantum theory) ของ Planck
เมื่อใหความรอนแกของแข็งสีดา (black body) ของแข็งจะปลอยรังสี
แมเหล็กไฟฟาออกมา จากการทดลองพบวาพลังงานที่แผออกมาในแต
ละชวงอุณหภูมของชิ้นวัตถุขึ้นอยูกบความถีคลืน ซึ่งขัดกับทฤษฎี
ิ ั ่ ่
คลาสสิกที่วาพลังงานขึนกับความเขมของแสงเพียงอยางเดียว
้
Planck กลาววาพลังงานแสงจะถูกปลอย (emit) หรือดูดกลืน
(absorb) ในหนวย ควอนตัม (quantum) ซึ่งหมายถึงหนวยที่เล็กทีสดของ
ุ่
ปริมาณพลังงานคลืนแมเหล็กไฟฟาที่ถกปลอยหรือดูดกลืน
่ ู
E = hν
Planck’s constant (h)
h = 6.63 x 10-34 J„s

49. พลังงาน (E ) ของ ของรังสีแมเหล็กไฟฟาขึ้นอยูกบความถี่ (ν)
ั
E = hν
E = พลังงาน (kgทm2/s2)
h = คาคงที่ของ คาคงที่ของ Planck Planck (6.626 x 10-34 Jทs)
ν= ความถี่ ความถี่ (hz, sec-1)
ความยาวคลืนมาก = ความถีต่า= พลังงานต่า
่ ่
ความยาวคลืนน้อย = ความถีสง = พลังงานสูง
่ ู่

50. ในปี ค.ศ.1905 อัลเบิรต ไอน์สไตน์(Albert Einstein)สามารถ
์
อธิบายปรากฏการณ์โฟโตอิเล็กตริกนีได้อย่างถูกต้อง เขาเสนอว่าแสงควรมี
้
คุณสมบัติเป็นอนุภาคได้ด้วย เรียกว่า โฟตอน(photon) และใช้ทฤษฏีของ
พลังค์กาหนดค่าพลังงานของโฟตอนนัน ้
อนุภาคแสง 1 โฟตอนที่มความถี่ มีพลังงาน
ี
E = h  คิดเป็น 1 ควอนตัม
ค่าพลังงานของโฟตอนเป็นค่าเฉพาะสาหรับแสงทีความถีคาหนึ่ง ๆ เท่านั้น
่ ่ ่

51. Particle-Wave Duality
Planck - Einstein : Energy possesses Mass
E=hυ Light: Wave or Particle ?
E = mc2
h υ = mc2 wave
hc/λ = mc2 particle
h c / c 2λ = m
m = hc/c2λ
photons
Light has Mass

54. สีของเปลวไฟทีเ่ กิดจากการเผาสารเมื่อดูด้วยตาเปล่า และใช้เส้นสเปกโตรสโคป
สารประกอบ สีของเปลวไฟเมือดูด้วยตาเปล่า
่ สีของเส้นสเปกตรัมที่เด่นชัดที่สด
ุ
Nacl เหลือง เหลืองเข้ม
Na2SO4 เหลือง เหลืองเข้ม
BaCl2 เขียวอมเหลือง เขียว
BaCO3 เขียวอมเหลือง เขียว
CaCl2 แดงอิฐ แดงเข้ม
CaSO4 แดงอิฐ แดงเข้ม
CuCO3 เขียว เขียวเข้ม
CuSO4 เขียว เขียวเข้ม
MgCl2 ม่วง ม่วงเข้ม
MgCO3 ม่วง ม่วงเข้ม

55. โดยสรุป
1. สเปกตรัมเป็นสมบัติเฉพาะตัวของธาตุชนิดหนึ่ง ๆ ซึ่งแตกต่างจาก
ธาตุชนิดอืน่
2. สเปกตรัมของโลหะชนิดเดียวกันไม่ว่าจะอยูใ่ นรูปของธาตุบริสทธิ์
ุ
หรือในสารประกอบจะต้องมีลักษณะเหมือนกันทั้งหมด
ทั้งในแง่ของจานวนเส้นสเปกตรัม สีของแต่ละเส้น
(อาจจะมีสเี ข้มไม่เท่ากัน) และ ตาแหน่งของเส้นสเปกตรัม
3. สเปกตรัมของโลหะต่างชนิดกันจะไม่เหมือนกัน สีของเส้นสเปกตรัม
อาจจะเหมือนกัน แต่ตาแหน่งของเส้นสเปกตรัมทังหมดจะไม่ตรงกัน
้

56. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
1914 Niels Bohr เมื่อศึกษาการเกิดเส้น
สเปกตรัมของไฮโดรเจน และรู้วาเสนสเปกตรัมเกิด
่
จากการคายพลังงานในรูปของแสงโดย
การลดระดับวงโคจรของ e- มายังวง
โคจรที่มระดับพลังงานต่ากวา
ี
ได้ศึกษา 1. การเคลือนที่ของ e- รอบนิวเคีลยส
่
และพลังงานของ e-

57. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
1914 Bohr เป็นผู้เชือมโยงเส้นสเปกตรัม และ
่
แนวคิดของนักวิทยาศาสตร์ พลังค์ และไอสไตน์
เข้าด้วยกัน โดยเขาได้เสนอว า e- ที่โคจรรอบ
นิวเคลียสด้วยรัศมีคงที่ และ e- ของไฮโดรเจน
มีระดับพลังงานคาหนึง ดังนั้นบอห์ร สามารภ
่
เขียนสมการเพือคานวณพลังงานของ e- 1 ตัว
่
ของไฮโดรเจนอะตอม เมื่อ e- ตัวนั้นอยู่ใน
สภาวะคงตัว En = -Rhc( 1 )
n2
n (principal quantum number) = 1,2,3,…
R (Rydberg constant) = 1.0974 x 107 m-1
h = 6.6261 x 10-34 J.s
c = 2.9979 x 108 m/s

58. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
เมื่อคานวณออกมาและมีขอสังเกต คือ E1 E2 E3 มีค่า
้
เป็นลบน้อยลงเรือย ๆ ดังนั้นพลังงานของ e- ในแต่ละวงโคจรจะมีคา
่ ่
มากขึ้นตามค่าของ n นั้นคือ เมื่อ ยิ่งมีค่ามากขึ้น ระดับพลังงานจะ
ยิ่งมีค่าสูงขึนเรือย ๆ เมื่อ e- ตัวนั้นอยูในสภาวะคงตัว
้ ่ ่
En = -Rhc( 1 )
n2
n (principal quantum number) = 1,2,3,…
R (Rydberg constant) = 1.0974 x 107 m-1
h = 6.6261 x 10-34 J.s
c = 2.9979 x 108 m/s

60. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
ดังนั้นเมื่อ e- ยิ่งเข้าใกล้นวเคลียส
ิ
ยิ่งมีแรงดึงดูดมากขึน ้
ดังนั้นค่า จะมีค่าเป็นลบมาก
(ค่า เป็นลบมาก แสดงว่ามีพลังงานน้อย )
เขาจึงสรุปได้ว่า e- ที่มีระดับพลังงาน n= 1
จะต้องอยูใกล้นวเคลียสมากกว่า e-
่ ิ
ที่มีระดับพลังงาน n= 2 และ 3,4,...
ตามลาดับ

61. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
1. การเปลียนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน
่
สรุปสาระสาคัญจากทฤษฎีของบอห์ร ได้ว่าอิเล็กตรอนในอะตอม
จะอยูในสภาวะที่มพลังงานต่าสุด แต่ถ้าถูกรบกวนอิเล็กตรอนจะเปลี่ยน
่ ี
สภาวะจากระดับพลังงานหนึ่งไปยังระดับพลังงานอืนๆได้ โดยพลังงานที่
่
เปลี่ยนไปต้องเป็นค่าพลังงานทีสามารถดูดกลืน หรือปลดปล่อยออกมา
่
จากความคิดนีจงทาให้สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมได้ ว่า e-
้ึ
ที่มี n= 1 มีพลังงานเป็นค่าลบมากทีสุด แสดงว่าถูกดึงดูดด้วยนิวเคลียส
่
มากที่สด เราเรียก e- ที่มี n= 1 ว่า สภาวะพืน ( ground state )
ุ ้
เป็นสภาวะคงตัวที่มพลังงานต่าสุด
ี

62. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
สาหรับ สภาวะอื่นๆ เช่น n= 2,3,4,... e- จะถูกดึงดูดด้วย
นิวเคลียสน้อยลง และพลังงานมีคาติดลบน้อยลง หรือพลังงาน
่
สูงขึ้น เรียกสภาวะทีมีระดับพลังงานสูงนีวา สภาวะกระตุน
่ ้่ ้
(excited state) เมื่อ e- ที่สภาวะพื้น (n= 1 ) ถูกรบกวน
หรือถูกกระตุนให้เคลื่อนทีไปอยูในสภาวะสูงขึน เช่น ขึ้นไปอยู่ใน
้ ่ ่ ้
ระดับ n= 2 อะตอมจะต้องมีการดูดกลืนพลังงานเข้า

63. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
สภาวะกระตุน
้
n= 2
E2= -Rhc( 1 )
22 E= +985 kJ/mol E= -985 kJ/mol
ดูดกลืน คายพลังงาน
พลังงาน
n= 1
สภาวะพืน
้
E1= -Rhc( 1 )
12

64. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
บอห์ร ได้รับรางวัล
โนเบล ปี ค.ศ.1922
เนื่องจาก ทฤษฎีของ
บอห์รเป็นจุดเริมต้นของ
่
การศึกษาโครงสร้าง
อะตอมไปในทิศทางที่
ถูกต้อง และได้พัฒนามา
เรื่อย ๆ จน
ได้มีความเข้าใจเกี่ยวกับ
โครงสร้างอะตอมเป็นอย่าง
ดีในปัจจุบน
ั

65. ริดเบอร์ก(J.R. Rydberg) ได้เสนอสมการที่ใช้
คานวณหาwave number ของสเปกตรัมทุกชุดดังนี้
= 1/
2
R คือค่าคงทีของริดเบอร์ก มีค่า 1.09678 x 105
่
n1, n2 เป็นเลขจานวนเต็ม (n2 > n1)
n1 : final orbit
n2 : initial orbit

66. hc
E photon  h 
E  E f  Ei 
1 1
E photon  Rhc[ 2  2 ]
1 1 n f ni
E   Rhc[ 2  2 ]
n f ni
1 1 1
 R[ 2  2 ]
E   E photon  n f ni
1 1
  R[ 2  2 ]
n f ni
i =initial, n2***สภาวะเริมต้น
่
f =final, n1***สภาวะสุดท้าย

67. แบบจาลองอะตอมของ Bohr
สภาวะกระตุน
้
n= 2
E2= -Rhc( 1 )
22 E= +985 kJ/mol E= -985 kJ/mol
ดูดกลืน คายพลังงาน
พลังงาน
n= 1
สภาวะพืน
้
E1= -Rhc( 1 )
12

68. การเปลี่ยนชันของ
้
อิเล็กตรอน ดูดหรือคาย
พลังงานค่าจาเพาะหนึงๆ่
ซึ่งกอใหเกิดแสงทีมคา
่ ี
ความยาวคลื่นเฉพาะ
หนึ่งๆ

69. ทฤษฏีของบอห์รอธิบายเส้นสเปกตรัมได้ดังนี้****
- อนุ ก รมไลแมน (Lyman Series) เส้ น สเปกตรั ม มี
พลังงานอยู่ในช่วงรังสีอัลตราไวโอเลต, UV ที่เกิดจากทีอิเล็กตรอนตกลง
่
จากระดับพลังงาน n =2, 3, 4…. มายัง n1 = 1
(อนุกรมไลแมน) n1 = 1, n2 =2, 3, 4….
-อนุก รมบาล์ม เมอร์ (Balmer Series) ) เส้นสเปกตรัม มี
พลังงานอยู่ในช่วงแสงปกติหรือแสงขาวซึ่งตามองเห็นได้, Visible, VIS
ที่เกิดจากที่อิเล็กตรอนตกลงจากระดับพลังงาน n = 3,4,5… มายัง
n1 = 2, (อนุกรมบาล์มเมอร์) n1 = 2, n2 = 3,4,5…

70. * อนุ ก รมปาสเชน (Paschen Series) เส้ น
สเปกตรัมมีพลังงานอยู่ในช่วงรังสีอินฟราเรด, IR ที่เกิด
จากที่อิเล็กตรอนตกลงจากระดับพลังงาน n =4,5,6….
มายัง n1= 3 (อนุกรมปาสเชน) n1=3, n2=4,5,6
* นอกจากนี้ยังมีอีก 2 ชุด ในช่วงพลังงานที่ต่าลง
ไปอีกคือ อนุกรม แบรกเกตต์ (Brackett) และ
ฟุนด์ (Pfund)

71. นาสมการของริดเบอร์กไปคานวณหา wave
number ของสเปกตรัมในอนุกรมต่างๆ โดยแทนค่า nf
และ ni ดังนี้
อนุกรมไลแมน nf คงที่ = 1 ni = 2,3,4,...
อนุกรมบาล์มเมอร์ nf คงที่ = 2 ni = 3,4,5....
อนุกรมปาสเชน nf คงที่ = 3 ni = 4,5,6...
อนุกรมแบรกเกตต์ nf คงที่ = 4 ni = 5,6,7...
อนุกรมฟุนด์ nf คงที่ = 5 ni = 6,7,8...

72. การเปลียนชันของ
่ ้
อิเล็กตรอน ดูดหรือคาย
พลังงานคาจาเพาะหนึ่งๆ
ซึ่งกอใหเกิดแสงทีมคา
่ี
ความยาวคลื่นเฉพาะ
หนึ่งๆ

73. ตัวอย่างการคานวณ [1]
สเปกตรัมเส้นแรกในอนุกรมบาล์เมอร์: n1 = 2, n2 = 3
1 1 1 
 109 ,678 cm  2  2 
-1
 2 3 
1 9  4 
 109 ,678 cm -1  
  36 
1
 1 5,233 cm -1

  6. 565 x 10 5 cm  656.6 x 10 9 m สีแดง

74. ตัวอย่างการคานวณ [2]
หรือในกรณีที่ n1 = 2, n2 = ∞
1 1 1 
 109 ,678 cm -1  2  2 
 2  
1 -1  1 
 109 ,678 cm  
 4
1
 2 7,419.5 cm -1

  3. 647 x 10 5 cm  364.7 x 10 9 m สีม่วง

75. การค้นคว้าทฤษฎีใหม่
หลุย เดอ บรอยล์(Louis de Broglie)
เดอบรอยล์ พิจารณาคาถามที่บอห์รยังหาคาตอบไม่ได้ คือ " ทาไมอิเล็กตรอนในอะตอมจึงโคจร
รอบนิวเคลียสด้วยระยะห่างบางค่า"
เขาตั้งสมมติฐานว่า "อิเล็กตรอนมีสมบัติเป็นคลื่น" ดังนั้นจึงเคลื่อนทีรอบนิวเคลียสเป็นคลื่น(ดัง
่
รูป) ไม่ได้วิ่งเป็นวงโคจรที่แน่นอนเหมือนที่บอห์รสรุปไว้
สาหรับอิเล็กตรอน เขาเสนอวงโคจรทีเ่ ป็นไปได้ ดังสมการ
เมื่อ r = รัศมีวงโคจร
= ความยาวคลื่นของอิเล็กตรอน
n = ค่าคงที่ = 1, 2, 3, ...

76. แบบจาลองอะตอมของเดอบรอยล์
คล้ายกับแบบจาลองอะตอมของบอห์ร แต่อิเล็กตรอนวิงเป็น
่
คลื่นอยู่รอบรัศมีวงโคจรในชั้นต่าง ๆ
ดังนั้น อิเล็กตรอนที่วงรอบนิวเคลียสในแต่ละระดับ
ิ่
พลังงาน จะต้องมีคาความยาวคลืน () เฉพาะซึ่งขึนกับ
่ ่ ้
มวล (m) และความเร็ว(v)ของอิเล็กตรอน ดังสมการ

77. ความสัมพันธ์ระหว่างโมเมนตัม (p) และความเร็ว (c) ของแสงกับพลังงาน
E  mc 2
 mc . c  pc
ความสัมพันธ์ระหว่างพลังงานกับความถี่ของโฟตอน
c
E  h  h

สาหรับอนุภาคใด ๆ
h
 
mc
 เรียกว่า ความยาวคลื่นเดอบรอยล์

78. Very Important person
ไฮเซนเบิรก(Heisenberg)
์
วิธีทาการทดลอง
ไฮเซนเบิรก ทาการทดลองในหัวสมอง (thought experiment)
์
เพื่อวัดตาแหน่งของอิเล็กตรอน
สรุปผลการทดลอง
"เราไม่สามารถระบุตาแหน่งของคลืนได้" ดังนั้น การที่จะบอก
่
ตาแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนเป็นไปได้ยาก เขาจึงได้เสนอหลักความไม่
แน่นอน(uncertainty principle) ซึ่งกล่าวว่า
"เราไม่สามารถระบุตาแหน่งและโมเมนตัมที่แน่นอนของอิเล็กตรอนได้อย่างเที่ยงตรง
พร้อมๆ กันได้"

79. ถ้าเรามองไม่เห็นผึ้ง เราจึงส่องไฟไปที่ผึ้งเพื่อหาตาแหน่งของผึ้ง เมื่อเราเห็นผึ้งแล้ว
ผึ้งตกใจบินไปที่ตาแหน่งใหม่ เราจึงต้องส่องไฟหาผึ้งอีกครั้ง เหตุการณ์นี้เกิดขึ้น
ซ้าแล้วซ้าเล่า เราจึงไม่ทราบตาแหน่งและความเร็วที่แท้จริงของผึ้งได้ ในทานอง
เดียวกันเราจึงไม่สามารถระบุตาแหน่งและความเร็วที่แท้จริงของอิเล็กตรอนได้
เช่นกัน
81

80. สมการความไม่แน่นอนตามแนวแกน x ซึ่งได้จากการอนุพทธ์สมการ (derive)
ั
ของกลศาสตร์ควอนตัม( quantum mechanics)
เมื่อ = ความไม่แน่นอนในการวัดตาแหน่งตามแนวแกน x
= ความไม่แน่นอนสาหรับค่าโมเมนตัมเชิงเส้นตรงในทิศทาง x

81. แบบจาลองอะตอมของไฮเซนเบิรก
์
นิวเคลียสอยู่ตรงกลางอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน
ส่วนอิเล็กตรอนอยู่รอบนิวเคลียสคล้ายกลุ่มหมอก เราจะพบอิเล็กตรอนใน
บริเวณที่มีสีเข้มมากกว่าสีอ่อน ซึ่งโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนเราเรียกอีกชื่อ
หนึ่งว่าออร์บิทัลของอะตอม (atomic orbital)

82. ฟงกชันคลืนของ Schrodinger
่
„ 1926 Erwin Schrodinger( เออร์วิน ชโรดิงเงอร์) แสดงสมบัติความเปน
อนุภาคและคลื่นของ e- ดวยเทอมทางคณิตศาสตรเรียกวาฟงกชันคลื่น
(wave function, ψ)
„ ψ2 แสดงถึงความนาจะเปนทีจะพบอิเล็กตรอน ณ ตาแหนงที่กาหนด ซึ่งใชในการ
่
กาหนดขอบเขตที่จะพบอิเล็กตรอน (orbital)
„ Schrodinger หาพลังงาน (E) ของอิเล็กตรอนที่แสดงดวยฟงกชันคลื่นหนึ่ง ๆ
ไดโดยการแกสมการทาง calculus ที่เขาคิดขึ้น
„ สมการ Schrodinger ใชไดดีกับอิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจนแตสาหรับ
อะตอมที่มีอิเล็กตรอนหลายตัวผลลัพธที่ไดจะเปนเพียงการประมาณเทานั้น

83. Schrodinger Wave Equation
Properties of the Schrodinger equation provides information
about the electronic arrangement of each atom.
HΨ = EΨ
E-Eigen Value
H-Hamiltonian Operator Total energy of the atom
(Math function) Sum of P.E. and
i.e. ex, ln, yx, !, Ε K.E. of moving e-.

84. ฟงกชันคลื่นของ Schrodinger
H Ψ= E Ψ
 h 2   2  2  2 

2 
 2  2   V  E
8 m  x 2
y z 
kinetic potential
Ψ -Psi - wave function: wave properties
Ψ2 -probability distribution แสดงถึงความนาจะเป็นที่จะพบ
อิเล็กตรอน ณ ตาแหนงที่กาหนด ซึ่งใชในการกาหนดขอบเขตที่จะพบ
อิเล็กตรอน (atomic orbital)

85. 90% ของความหนาแนนของ e-
พบวาอยูในออรบิทัล 1s
ความหนาแนนของ e-
จะลดลงอยางรวดเร็ว
เมื่อเพิมระยะหางจากนิวเคลียส
่

86. เลขควอนตัม (Quantum Numbers)
Ψ = fn(n, l, ml, ms)
จากกฏเกณฑ์ทางคณิตศาสตร์ในการแก้สมการชโรดิงเจอร์ เพื่อหาพลังงาน และ
บริเวณที่จะพบอิเล็กตรอนในสามมิติ จะมีตัวเลขจานวนต็ม 3 ชนิดเข้ามา
เกี่ยวข้องคือ n ,l, ml และต่อมาก็พบเลขควอมตัมอีกชนิดหนึ่ง คือ mS
อิเล็กตรอนแตละตัว ประกอบดวยเลขควอนตัม 4 ตัว
Principal quantum number n
Angular momentum quantum number l
Magnetic quantum number ml
Spin quantum number ms

87. เลขควอนตัมหลัก
Principal Quantum Number( n)
n = ระดับชั้นของพลังงาน shell (energy level)
ที่อิเล็กตรอนอยู่(ระดับพลังงานหลัก)
n เป็นเลขจานวนเต็มมีคาตั้งแต่ = 1, 2, 3, 4, ….
่
เราอาจใช้สญลักษณ์ K , L , M , N, ….
ั
Number of electrons
that can fit in a shell : 2n2
n กาหนดระยะหางของ e- จากนิวเคลียส

88. ออรบิทัลชนิดเดียวกัน จะมีขนาด
ใหญขึนเมือระดับชั้นพลังงานสูงขึน
้ ่ ้
Nodes คือ บริเวณที่ไมมีอเิ ล็กตรอนอยู่
1s 2s 3s

89. เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม
Angular Momentum Quantum Number( l )
l จะมีคาเทากับ 0, 1, 2, 3, … (n-1)
l จะตัวบอกระดับพลังงานย่อย (ชั้นย่อยๆ Subshells ของ n)
l = 0 ,s ออรบิทัล
n = 1, l = 0 l = 1 ,p ออรบิทัล
n = 2, l = 0, 1 l = 2 ,d ออรบิทัล
n = 3, l = 0, 1, 2 l = 3, f ออรบิทลั
คา l ใช้บอกจานวนชั้นย่อยและ กาหนดรูปรางของออรบิทัล

90. ระดับพลังงานย่อย (Subshells)
-ระดับพลังงานย่อย S ( sharp) 1 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย P ( principal) 3 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย d ( diffuse) 5 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย f ( fundamental) 7 ออร์บิทัล

91. ความสัมพันธ์ระหว่างระดับพลังงานหลัก ระดับพลังงานย่อย
ระดับพลังงานหลักหรือวง ระดับพลังงานย่อย
( shell,n) ( subshells)
1 1s
2 2s
2p
3 3s
3p
3d
4 4s
4p
4d
4f

92. เลขควอนตัมแม่เหล็ก
Magnetic Quantum Number(ml )
ml เป็นจานวนเต็มมีคาบวกหรือลบก็ได้ =0 , +1 , +2 , +3 , -1 , -2 , -3
่
ml บอกจานวนและทิศทางของออร์บทล
ิ ั
ml จะถูกกาหนดด้วยค่า l ซึ่ง ml จะมีคาอยูในช่วงเทากับ -l, …., 0, …. +l
่
ถา l = 0 (s ออรบิทัล), ml = 0
ถา l = 1 (p ออรบิทัล), ml = -1, 0, +1
ถา l = 2 (d ออรบิทล), ml= -2, -1, 0, +1, +2
ั
คา ml กาหนดการวางตัวของออรบิทัลในที่วาง

96. f orbitals
ml=0 ml=1 ml=-1
ml=2 ml=-2

97. f orbitals
ml=3 ml=-3

98. เลขควอนตัมสปิน
Spin Quantum Number(ms)
บอกถึงโมเมนตัมสปินของอิเล็กตรอนที่อยู่ในออร์บิทัล
spin quantum number ms
ms = +½ หรื อ -½ หมายถึง อิเล็กตรอนมีทศ ิ
ทางการหมุนรอบตัวเองในทางตรงกันข้ ามได้ 2 ทางคือ
ตามเข็มนาฬิกา และทวนเข็มนาฬิกา

99. ความสัมพันธ์ ระหว่ างเลขควอนตัม กับออร์ บทลอะตอม
ิ ั
เลขควอนตัมหลัก เลขควอนตัมโมเมนตัม เลขควอนตัมสปิ น จานวนและชนิดของออร์ บิทัลในชั้นย่ อย
เชิงมุม
สัญลักษณ์ = n สัญลักษณ์ = l สัญลักษณ์ = ml จานวนออร์ บิทัล=จานวนของml
มีค่า= 1,2,3,.. มีค่า= 0,1,2,..( n-1) มีค่า= +4,+3,+2,+1,0, = 2| + 1
(ขนาดและพลังงานของ (รูปร่ างของออร์ บิทัล) -1,-2,-3,-4 .( +l,0,-l) ( จานวนออร์ บิทัลในชั้น = n2)
ออร์ บิทัล) (ทิศทางของออร์ บิทัล )
1 0 0 ( 1 ทิศทาง) 1 ออร์ บิทล คือ 1s
ั
(ชั้น n =1มี 1 ชนิด จานวน 1ออร์ บิทล
ั
2 0 0 ( 1 ทิศทาง) 1 ออร์ บิทล คือ 2s
ั
1 +1,0,-1 ( 3 ทิศทาง) 3 ออร์ บิทล คือ 2p
ั
(ชั้น n =2มี 2 ชนิด รวมจานวน --- ออร์ บิทล
ั
3 0 0 ( 1 ทิศทาง) 1 ออร์ บิทล คือ 3s
ั
1 +1,0,-1 ( 3 ทิศทาง) 3 ออร์ บิทล คือ 3p
ั
2 +2,+1,0,1-,-2 ( 5 ทิศทาง) 5 ออร์ บิทล คือ 3d
ั
(ชั้น n =3 มี 3 ชนิด รวมจานวน -- ออร์ บิทล
ั
4 0 0 ( 1 ทิศทาง) 1 ออร์ บิทล คือ 4s
ั
1 +1,0,-1 ( 2 ทิศทาง) 3 ออร์ บิทล คือ 4p
ั
2 +2,+1,0,1-,-2 ( 3 ทิศทาง) 5 ออร์ บิทล คือ 4d
ั
3 +3,+2,+1,0,1-,-2,-3 ( 7 ทิศทาง) 7ออร์ บิทล คือ 4f
ั
(ชั้น n =4 มี 4 ชนิด รวมจานวน ---ออร์ บิทล
ั

100. แบบจาลองอะตอมของชเรอดิงเจอร์
อะตอมมีนิวเคลียสอยู่ภายในประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน
ส่วนอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสภายในออร์บิทัลต่าง ๆ เช่น ธาตุคาร์บอน
มีทั้งหมด 6 อิเล็กตรอน โดย 2 อิเล็กตรอนอยู่ใน 1s ออร์บิทัล, 2 อิเล็กตรอน
อยู่ใน 2s ออร์บิทัล, 1 อิเล็กตรอนอยู่ใน 2px ออร์บิทัล, และ 1 อิเล็กตรอนอยู่
ใน 2py ออร์บิทัล โดยจะไม่พบอิเล็กตรอนที่ node ของ p ออร์บิทัลและนาน
ๆ ครั้งจะพบอิเล็กตรอนภายนอก ออร์บิทัล

101. ระดับพลังงานย่อย (Subshells)
-ระดับพลังงานย่อย S ( sharp) 1 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย P ( principal) 3 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย d ( diffuse) 5 ออร์บิทัล
-ระดับพลังงานย่อย f ( fundamental) 7 ออร์บิทัล

102. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
เมื่อพิจารณาโครงสร้างอะตอมของธาตุซึ่งมีจานวนอิเล็กตรอนมากกว่า 1
อิเล็กตรอน อยู่ในระดับพลังงานต่างกัน อิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่กันอย่างไร
และแต่ละระดับพลังงานจะมีจานวนอิเล็กตรอนสูงสุดเท่าใด
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ( shell คือ n )

103. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน1.ระดับพลังงานหลัก ( shell คือ n )
1. รู้จานวนอิเล็กตรอนของธาตุที่เราต้องการเรียง e โดยดูจากเลขอะตอม
18 O ในอะตอมที่เป็ นกลางจานวนโปรตอน = จานวนอิเล็กตรอน
8
2. คานวณหาว่ าจานวนอิเล็กตรอนในแต่ ละระดับพลังงานมีจานวน e
ได้ สูงสุดเท่ าใด จาก 2n2 , n = 1,2,3,4,... (ระดับพลังงานหลัก)
-ชัน n=1 จะมี e ได้ สูงสุด = 2n2 2x12 = 2 e
้
-ชัน n=2 จะมี e ได้ สูงสุด = 2n2 2x22 = 8 e
้
-ชัน n=3 จะมี e ได้ สูงสุด = 2n2 …… = …. e
้
-ชัน n=4 จะมี e ได้ สูงสุด = 2n2 …… = ….. e
้

104. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน1.ระดับพลังงานหลัก ( shell คือ n )
3. จานวนอิเล็กตรอนที่อยูระดับพลังงานนอกสุด (วงนอกสุด)
่
ห้ามเกิน 8 อิเล็กตรอน และเราเรียกจานวนอิเล็กตรอนที่อยูวงนอกสุด
่
ว่า เวเลนซ์อเิ ล็กตรอน”(valence electron)
4. จานวนอิเล็กตรอนที่อยูถดเข้ามาจากวงนอกสุดจะเป็นได้ 8 , 18 เท่านั้น
่ ั
***ใช้เฉพาะ ธาตุที่อยู่ในหมู่ A เท่านั้น***

105. Noble Gas
Halogen
หมู่
ตารางธาตุ: สถานะของธาตุ
คาบ
Alkali Earth Metal
Alkali Metal

106. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน1.ระดับพลังงานหลัก ( shell คือ n )
ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก
18 O 2, 6 o อยูหมู่ 6 คาบ 2 ในตารางธาตุ
่
8
2, 8,...... Ar อยูหมู่ 8 คาบ 3 ในตารางธาตุ
่
18
20
38
Sr
53
I

107. ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก
n=1 n=2
18 O 2 ,6 o อยู่หมู่ 6 คาบ 2 ในตารางธาตุ
8
6
2
n =1
n =2

108. ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก
n=1 n=2 n=3
2, 8, ...... Ar อยู่หมู่ 8 คาบ 3 ในตารางธาตุ
18
8
8
2
n =1
n =2
n =3

109. ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5
Sr Sr อยู่หมู่ .... คาบ..
...,....,.....,.....,....
38 ในตารางธาตุ
2
8
18 18
8
2
n =1
n =2
n =3 2+
n =4 n =5

110. ตัวอย่าง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5
I 2 8 18 I อยู่หมู่ .... คาบ..
...,....,.....,.....,.... 18 7
53 ในตารางธาตุ
7
8
18 18
8
2
-
n =1
n =2
n =3
n =4 n =5

111. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน2.ระดับพลังงานย่อย ( subshells)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนนีสามารถจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ทั้งหมดทุกธาตุใน
้
คือ จัดได้ทั้งธาตุในหมู่ A และหมู่ B
ระดับพลังงานย่อย (Subshells) มี 4 ชนิดคือ
-ระดับพลังงานย่อย S ( sharp) 1 ออร์บทัล
ิ
-ระดับพลังงานย่อย P ( principal) 3 ออร์บทัล
ิ
-ระดับพลังงานย่อย d ( diffuse) 5 ออร์บทัล
ิ
-ระดับพลังงานย่อย f ( fundamental) 7 ออร์บทัล
ิ

112. หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน2.ระดับพลังงานย่อย ( subshells)
ออร์บิทัล (orbital) คือ บริเวณที่สามารถจะพบอิเล็กตรอนในรูปร่างแตกต่างกันและ
จะพบอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว (e) สัญลักษณ์ของออร์บทัลที่ใช้บรรจุอเิ ล็กตรอน
ิ
คือ 
การบรรจุอเิ ล็กตรอนมี 2 แบบคือ 1. บรรจุแบบเต็มออร์บิทัล เรียกeทั้งสอง ว่า
อิเล็กตรอนคู่
2.  บรรจุแบบครึ่งออร์บทัล เรียก e นั้น ว่า อิเล็กตรอนเดี่ยว
ิ

113. ความสัมพันธ์ระหว่างระดับพลังงานหลัก ระดับพลังงานย่อย และจานวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับพลังงานย่อย
ระดับพลังงานหลัก ระดับพลังงานย่อย จานวนอิเล็กตรอนสูงสุด จานวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับพลังงาน
หรือวง ( subshells) ในระดับพลังงานย่อย หลัก
( shell,n)
1 1s 2 2
2 2s 2 8
2p 6
3 3s 2 18
3p 6
3d 10
4 4s 2 32
4p 6
4d 10
4f 14

114. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน 2 ระดับพลังงานย่อย ( subshells)
สัญลักษณ์ของโครงสร้างอิเล็กตรอนในการจัดในระดับพลังงานย่อย
จานวนอิเล็กตรอนที่บรรจุในออร์บทัล
ิ
1H 1S1
ระดับพลังงานหลัก(n) ระดับพลังงานย่อย
เลขควอนตัมหลัก เลขควอนตัมโมเมนตรัมเชิงมุม

115. การจัดเรียงอิเล็กตรอน(electron configuration)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนใน 2 ระดับพลังงานย่อย ( subshells)
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนนี้ สามารถจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ทั้งหมดทุกธาตุ
จัดได้ทั้งธาตุในหมู่ A และหมู่ B
หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอน
1.หลักการกีดกันของเพาลี (Pauli Exclusion Principle)
2. กฎของฮุนด์ (Hund’s Rule)
3. หลักเอาฟเบา (Aufbau principle)

116. 1.หลักการกีดกันของเพาลี
(Pauli Exclusion Principle)
อิเล็กตรอน 2 ตัวในอะตอมเดียวกัน จะมีสมบัติไม่เหมือนกัน คือลักษณะ
การหมุนรอบตัวเองแตกต่างกัน ในลักษณะตาม และทวนเข็มนาฬิกา
เช่น ถ้ามี 2 อิเล็กตรอนใน 1s orbital ต้องจัดเป็น 1s2 หรือ ซึ่งมีเลขควอนตัมดังนี้
เลขควอนตัมเหมือนกัน
e- n l ml ms ทั้งสี่ค่าไม่ได้
ตัวที่ 1(สปินขึ้น) 1 0 0 +1/2
ตัวที่ 2(สปินลง) 1 0 0 -1/2
จะเห็นว่าเลขควอนตัมของอิเล็กตรอนทั้ง 2 เหมือนกันเพียง 3 ค่าเท่านั้น ต่างกันที่
เลขควอนตัมสปิน(ms) นี่คือเหตุผลที่ต้องกาหนด ms ขึ้นมาเพื่อให้อิเล็กตรอน 2
ตัวในออร์บิทัลมีความแตกต่างกัน

117. 2. กฎของฮุนด์
(Hund’s Rule)
“การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน
(degenerate orbitals)
เช่น 2p ออร์บิทัล ซึ่งออร์บิทัลทั้งสามมีพลังงานเท่ากัน
ให้บรรจุอิเล็กตรอนในลักษณะที่ทาให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่มีมากได้
เมื่อ e เหลือจึงบรรจุ e เป็นคู่เต็ม
ออร์บิทัลนั้น เช่น 2p4 , 3d8

118. ออร์บิทัล (orbital) คือ บริเวณที่สามารถจะพบอิเล็กตรอนในรูปร่างแตกต่างกันและ
จะพบอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว (e) สัญลักษณ์ของออร์บิทัลที่ใช้บรรจุอิเล็กตรอน
คือ 
- ระดับพลังงานย่อย P มี 3 ออร์บทัล 
ิ
- ระดับพลังงานย่อย d มี 5 ออร์บทัล 
ิ
2p4
3d8

120. 4. การบรรจุ e ที่ทาให้อะตอมมีความเสถียร มี 2 แบบ คือ อะตอมของธาตุที่มีการบรรจุe
เต็มในทุกออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน เรียกว่าการบรรจุเต็ม ถ้ามีeอยู่เพียงครึ่งเดียว เรียกว่า
การบรรจุครึ่ง
การบรรจุ e แบบ 2 แบบ จะทาให้อะตอมมีความเสถียรมากกว่า
การบรรจุแบบอื่น ๆ
filled
configuration
1s 2s 2p
การบรรจุเต็ม Ne
การบรรจุครึ่ง N
Half-filled การบรรจุเต็มเสถียรกว่าการบรรจุครึ่ง
configuration

121. Ne : 1s2, 2s2, 2p6 เรียกว่า การบรรจุเต็ม
N : 1s2, 2s2, 2p3 เรียกว่า การบรรจุครึ่ง
โครงแบบอิเล็กตรอนแบบบรรจุเต็มจะเสถียรกว่าแบบบรรจุ
ครึ่งและแบบบรรจุครึ่งก็จะเสถียรกว่าแบบอื่นๆ
เช่น
2p6เสถียรกว่ า 2p3
2p3เสถียรกว่ า 2p4
3d10เสถียรกว่ า 3d9

122. ตัวอย่ าง การจัดเรี ยงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่ อย
n=1 n=2 n=3 n=4
20
Ca ...,....,.....,..... 8
2 8 2
8
8
ระดับพลังงานย่อย
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 2
2 8 8 2 ระดับพลังงานหลัก
n =1
n =2
n =3

123. ตัวอย่าง ใช้หลักเอาฟบาวเขียนโครงแบบอิเล็กตรอน สาหรับ 15p
วิธีทา บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่างๆ ตามระดับพลังงานดังนี้
3p
3s
2p
2s
1s

124. จากแผนภาพข้างต้นนามาเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนตามระดับ
พลังงานในออร์บิทัลที่เพิ่มขึ้นได้เป็นดังนี้
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
และทานองเดียวกันเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนใน 18Ar และ
19K ได้ดังนี้
18 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1

125. วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุท่ มีประจุ
ี
1. จัดเรี ยงอิเล็กตรอนของธาตุท่ ีไม่ มีประจุ เช่ น Ni จัดเรี ยงอิเล็กตรอน
เป็ น 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
2. ถ้ าธาตุนันมีประจุบวก คือ เสียอิเล็กตรอนไปเท่ ากับจานวนประจุ เช่ น
้
Li+ เสีย 1 อิเล็กตรอน, Ni2+ เสีย 2 อิเล็กตรอน เป็ นต้ น
Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Ni2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
3. ถ้ าธาตุนันมีประจุลบ คือ รั บอิเล็กตรอนมาเท่ ากับจานวนประจุ เช่ น
้
Cl- รั บ 1 อิเล็กตรอน, O2- รั บ 2 อิเล็กตรอน เป็ นต้ น
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

126. การเสี ย อิ เ ล็ ก ตรอนท าให้ อิ เ ล็ ก ตรอนเปลี่ ย นไปเป็ น
ไอออนบวกอิเล็กตรอนจะหลุดจากระดับย่อยที่มพลังงานสูงสุด ี
ของระดับซึ่งมีค่า n เป็นค่าสูงสุดของอะตอมนั้น
เช่น 33As มีโครงแบบอิเล็กตรอนเป็น
1s2 2s2 2p6 3s23p63d104s24p3
เมื่อเสียอิเล็กตรอนไป 3 ตัว จะเป็น As3+ อิเล็กตรอนทั้ง
3 ตัว ใน 4p จะหลุดออกไปเหลือโครงแบบอิเล็กตรอนของ
As3+ เป็น
1s2 2s2 2p6 3s23p63d104s2

127. ***การจัดเรียงของอิเล็กตรอนในออร์บทัลต่างๆ มีผลต่อสมบัตความ
ิ ิ
เป็นแม่เหล็กของอะตอม
คือ อะตอมมีอเิ ล็กตรอนบรรจุในออร์บทัลเป็นเลขคูทั้งหมด ไม่มี e
ิ ่
เดี่ยวอยูเ่ ลย เมื่ออยูในสนามแม่เหล็ก จะถูกผลักโดยสนามแม่เหล็ก เรียก
่
สารประเภทนีว่ามีสมบัตแบบ ไดอะแมกเนติก diamagnetic”
้ ิ
อะตอมมีอเิ ล็กตรอนเดียวในออร์บทัล เมื่ออยู่ในสนามแม่เหล็ก จะถูกดูด
่ ิ
โดยสนามแม่เหล็ก เรียกสารประเภทนี้วามีสมบัติแบบ พาราแมกเนติก เรียกว่า
่
สาร “paramagnetic”

128. ตัวอย่าง
การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Ni ซึ่งมี 28
อิเล็กตรอน เขียนได้เป็น
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
***จากการจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Ni จะสังเกตเห็นว่า Ni มีอิเล็กตรอนเดี่ยวใน
3d ออร์บิทัล ทาให้มีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น paramagnetic คือ สารที่แม่เหล็กดูด
***บางธาตุมีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น diamagnetic เช่น ธาตุนีออน(Ne) มีการจัดเรียง
อิเล็กตรอนเป็น
1s2 2s2 2p6
จะเห็นว่าอิเล็กตรอนของ Ne จับคู่กันหมด จึงมีสมบัติทางแม่เหล็กเป็น diamagnetic ซึ่งจะถูก
แม่เหล็กผลัก