วิวัฒนาการของตารางธาตุ

    1. โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ ได้จัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกัน เรียกว่า ชุดสาม (Triads) พบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอมเฉลี่ยเท่ากับมวลอะตอมของธาตุอีก 2 ธาตุบวกกันหาร 2 เป็นค่าเฉลี่ย  เช่น 7Li 23Na 39K  เป็นต้น

    2. จอห์น นิวแลนด์ นักเคมีชาวอังกฤษได้จัดธาตุต่างๆ เป็นตาราง โดยพยายามเรียงลำดับตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากเป็นแถวๆ ตามแนวนอน สมบัติของธาตุจะมีลักษณะคล้ายกันเป็นช่วงๆ ของธาตุที่ 8 เช่น ถ้าเริ่มต้นจาก Li เมื่อเรียงลำดับตามมวลอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามแนวนอนถึงธาตุที่ 8 คือ Na จะพบความสัมพันธ์ว่าธาตุ Li และ Na มีสมบัติคล้ายกัน และถ้าเริ่มจาก Na ใหม่แล้วเรียงลำดับตามแนวอะตอมที่เพิ่มขึ้น อีก 8 ธาตุ จะพบว่าธาตุที่ 8 คือ K มีสมบัติคล้ายกับ Na อีก การจัดกลุ่มธาตุเป็นตารางแบบนี้จะได้ธาตุทั้งหมด 7 แถว เรียกว่า Law of Octaves

    3. ยูลิอุส โลทาร์ ไมเออร์ ได้จัดธาตุต่างๆ เป็นหมวดหมู่ใหม่ โดยใช้มวลอะตอมของธาตุต่างๆ มาเขียนกราฟกับสมบัติทางกายภาพต่างๆ ของธาตุ (เช่นจุดหลอมเหลว ความหนาแน่น) เรียกว่า  Lothar Meyer’s Curves กราฟที่ได้จะพบว่าสมบัติต่างๆ ของธาตุจะเพิ่มขึ้นแล้วลดลง แล้วเพิ่มขึ้นอีกซ้ำๆ กันเป็นช่วง เมื่อมวลอะตอมของธาตุเพิ่มขึ้น
    4. Dimitri Lvanovich Mendelejev ได้เสนอการจัดธาตุเป็นตารางในลักษณะคล้ายกัน โดยเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปหามากพบว่าสมบัติต่างๆ ของธาตุสัมพันธ์กับมวลอะตอมของธาตุเรียกว่า กฎพีริออดิก (Periodic Law) คือ “สมบัติของธาตุเป็นไปตามมวลอะตอมของธาตุโดยเปลี่ยนแปลงเป็นช่วงๆ ตามมวลอะตอมที่เพิ่มขึ้น”

    เมนเดเลเยฟ เผยแพร่แนวความคิดในปี ค.ศ. 1896 จัดเป็นตารางเรียกว่า ตารางพีริออดิก โดยได้จัดธาตุตามสมบัติคล้ายกันให้อยู่ในแถว (หมู่) เดียวกัน โดยพยายามเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมาก และถ้าพบว่าธาตุใดมีสมบัติไม่สอดคล้องก็พยายามจัดให้เข้าหมู่ โดยปล่อยช่องว่างเว้นไว้ในตารางธาตุ ซึ่งควรจะเป็นตำแหน่งของธาตุต่างๆ ที่ยังไม่พบในขณะนั้น แต่เมนเดเลเยฟทำนายไว้

    5. เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการจัดเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม (จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส) จะสอดคล้องกับกฎพีริออดิก โดยไม่ต้องมีการสลับที่กันเหมือนการเรียงตามมวลอะตอม ดังนั้นในปัจจุบันกฎพีริออดิกมีใจความว่า “สมบัติต่างๆ ของธาตุจะขึ้นอยู่กับเลขอะตอมของธาตุนั้นๆ และขึ้นอยู่กับการจัดอิเล็กตรอนของธาตุเหล่านั้น” กฎพีริออดิกใหม่นี้ช่วยให้สามารถจัดธาตุต่างๆ โดยเรียงตามเลขอะตอมได้ตารางธาตุที่สมบูรณ์ขึ้น ทำให้ง่ายต่อการจดจำและใช้ทำนายสมบัติของธาตุได้ดี

ตารางธาตุในปัจจุบัน

    องค์กรนานาชาติทางเคมี (International Union of Pure and Applied Chemitry IUPAC) ได้ตกลงให้เรียกชื่อที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป ตามเลขเป็นภาษาละติน และลงท้ายเสียงของชื่อธาตุเป็น ium และให้เขียนสัญลักษณ์ตามตัวอักษรตัวแรกของจำนวนนับ แต่ละตัวมาเขียนเรียงกัน

จำนวนนับในภาษาละติน คือ

    เช่น    - ธาตุที่  104  ตามระบบ  IUPAC อ่านว่า อุนนิลควอเดียม (Unnilquadium)  สัญลักษณ์  Unq  
               - ธาตุที่  105  ตามระบบ  IUPAC อ่านว่า อุนนิลเพนเทียม (Unnilpentium)  สัญลักษณ์  Unp

1.  ขนาดอะตอม

รัศมีอะตอม (พิโคเมตร) ของธาตุในตารางธาตุ

    ธาตุหมู่เดียวกันมีขนาดใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะธาตุหมู่เดียวกันเลขอะตอมเพิ่มขึ้นเป็นผลทำให้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส และจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้น ดังนั้นเวเลนซ์อิเล็กตรอน  อยู่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น จึงมีขนาดใหญ่ขึ้น สรุปขนาดอะตอมเปลี่ยนตามจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอน  อยู่ 

    ธาตุในคาบเดียวกันขนาดเล็กลงจากซ้ายไปขวา เพราะธาตุหมู่เดียวกัน เลขอะตอมเพิ่มขึ้นแต่มีจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอน อยู่เท่ากัน แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสต่างกัน ธาตุที่มีจำนวนโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนมาก ทำให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า อะตอมจึงมีขนาดเล็กลง

2.  ขนาดไอออน

    ไอออนบวก  เกิดจากการสูญเสียอิเล็กตรอนจะมีขนาดเล็กกว่าอะตอมที่เป็นกลาง (ยิ่งบวกมาก ยิ่งเล็กมาก) เพราะจำนวนอิเล็กตรอนลดลง แต่จำนวนโปรตอนยังคงเท่าเดิม จะทำให้โปรตอนดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดียิ่งขึ้น 

    ไอออนลบ  เกิดจากการรับอิเล็กตรอนจะมีขนาดใหญ่กว่าอะตอมที่เป็นกลาง (ยิ่งลบมาก ยิ่งใหญ่มาก) เพราะจำนวนอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น แต่จำนวนโปรตอนยังคงเท่าเดิม จะทำให้โปรตอนดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยลง 

    การพิจาณาขนาดของอะตอมและไอออนที่มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน หรือที่เรียกว่า พบว่าจะมีแนวโน้มคือ ไอออนบวก > อะตอมที่เป็นกลาง > ไอออนลบ

3.  พลังงานไอออไนเซชัน

     พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization energy) คือ พลังงานที่ใช้ในการดึงอิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของธาตุที่อยู่ในสถานะแก๊ส  เช่น  การทำให้ไฮโดรเจนอะตอมในสถานะแก๊ส ให้กลายเป็นไฮโดรเจนไอออนในสถานะแก๊ส เขียนเป็นสมการทั่วไปว่า

H(g) H⁺(g)  +  e^-

     ถ้าธาตุ X มี 4 อิเล็กตรอน  จะมีพลังงานไอออไนเซชัน 4 ค่า เขียนเป็นสมการ ดังนี้

          X (g)         X⁺ (g) + e^-           ใช้พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 แทนด้วย IE₁
          X⁺ (g)       X²⁺ (g) + e^-       ใช้พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 2 แทนด้วย IE₂
          X²⁺ (g)     X³⁺ (g) + e^-        ใช้พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 3 แทนด้วย IE₃
          X³⁺ (g)    X⁴⁺ (g) + e^-         ใช้พลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 4 แทนด้วย IE₄

ตารางตัวอย่างค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับต่าง ๆ ของธาตุ

     การดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมหรือไอออน ค่าพลังงานไอออไนเซชันที่ใช้แต่ละครั้งไม่เท่ากัน IE₁ จะต่ำที่สุด IE₂ < IE₃ < IE₄ ... เพราะการดึงอิเล็กตรอนออกจากไอออนบวกยากกว่าดึงออกจากอะตอมไม่มีประจุในตอนแรกสุด  และการดึงอิเล็กตรอนข้ามระดับพลังงาน จะทำให้ค่า IE สูงขึ้นแบบก้าวกระโดด เพราะอิเล็กตรอนที่ดึงมีระยะทางอยู่ใกล้นิวเคลียสมากขึ้นจึงต้องใช้พลังงานที่สูงขึ้นเป็นพิเศษ

ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1  ของธาตุในตารางธาตุ

     ธาตุหมู่เดียวกันขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง ค่าพลังงานไอออไนเซชันลำดับที่ 1 ลดลงจากบนลงล่าง เพราะอะตอมที่มีขนาดเล็ก โปรตอนในนิวเคลียส อยู่ห่างจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อยจึงดึงดูดกันมาก ทำให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนหลุดยาก ต้องใช้พลังงานไอออไนเซชันมาก ในทำนองเดียวกันจะอธิบายได้ว่าอะตอมใหญ่ เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ห่างจากโปรตอนในนิวเคลียสมาก ทำให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนหลุดง่าย ใช้พลังงานไอออไนเซชันต่ำ

     ธาตุในคาบเดียวกันขนาดอะตอมเล็กลงจากซ้ายไปขวา ค่าพลังงานไอออไนเซชันมีแนวโน้มเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา แต่ค่าพลังงานไอออไนเซชันของธาตุในหมู่ 8 จะสูงสุดเพราะมีการจัดเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่เสถียร ธาตุในคาบเดียวกัน มีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา จึงดึงดูดกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนด้วยแรงมากขึ้น ทำให้เวเลนซ์อิเล็กตรอนหลุดยาก ต้องใช้พลังงานไอออไนเซชันสูง

4.  อิเล็กโทรเนกาติวิตี

     อิเล็กโทรเนกาติวิตี (Electronegativity ; EN) ของธาตุ คือ ตัวเลขที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนของอะตอมในโมเลกุลของสารประกอบ ค่า EN ของธาตุไม่มีหน่วย โดยทั่วไปโลหะจะมีค่าอิเล็กโทรเนกาติตีต่ำกว่าอโลหะ

.

     ธาตุหมู่เดียวกันค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจะลดลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น ธาตุคาบเดียวกันค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา เพราะอะตอมของธาตุเหล่านั้นมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน แต่ประจุบวกเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา ดังนั้นค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีจึงเพิ่มขึ้น

5.  สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน

     สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity ; EA) คือ พลังงานที่เปลี่ยนไปเมื่ออะตอมของธาตุในสถานะแก๊สได้รับอิเล็กตรอน 1 อนุภาคพลังงานนี้มักจะอยู่ในรูปคายพลังงาน แต่ก็มีธาตุบางชนิดจะอยู่ในรูปดูดพลังงาน  เขียนเป็นสมการทั่วๆ ไปได้ดังนี้

X(g) + e^-    X^- (g)

     หน่วยของ EA จะเหมือนกับพลังงานไอออไนเซชันคือ kJ/mol  หรือ หน่วยที่ใหญ่กว่า  MJ/mol  และหน่วยที่เล็กกว่าคือ eV

     ธาตุที่มี EA สูง จะคายพลังงานออกมามากเมื่อรับอิเล็กตรอนเข้าไป ทำให้เกิดไอออนลบที่มีความเสถียรมาก ดังนั้น EA จึงใช้ทำนายความสามารถในการเป็นไอออนลบ กล่าวคือ ธาตุที่มีอิเล็กตรอน EA สูง จะสามารถเกิดเป็นไอออนลบได้ง่ายกว่าธาตุที่มี EA ต่ำ

6. จุดหลอมเหลวและจุดเดือด 

     จุดหลอมเหลวและจุดเดือดของธาตุขึ้นอยู่กับแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุล ถ้าแรงระหว่างโมเลกุลมีค่ามาก จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะมีค่าสูง ในทางตรงกันข้ามถ้าแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลมีค่าน้อยจุดหลอมเหลวและจุดเดือดจะมีค่าต่ำ สำหรับโลหะ อะตอมของโลหะยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ  ซึ่งเป็นแรงยึดเหนี่ยวที่แข็งแรงพอประมาณ ถ้าพันธะโลหะมีความแข็งแรงมาก จะทำให้จุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง ถ้าพันธะโลหะมีความแข็งแรงน้อย จะทำให้จุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำ โดยทั่วไปพันธะโลหะจะแข็งแรงมากขึ้น เมื่อธาตุนั้น มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนมากขึ้น หรือเมื่อธาตุนั้นมีขนาดเล็กลง
สำหรับอโลหะ ซึ่งเป็นธาตุชนิดโมเลกุลเดี่ยว จะรวมกันเป็นกลุ่มก้อนหรือมีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์ ซึ่งเป็นแรงที่ค่อนข้างอ่อน  ความแข็งแรงของแรงแวนเดอร์วาลส์ขึ้นอยู่กับมวลโมเลกุลและขนาดของโมเลกุล อโลหะที่มีมวลโมเลกุลสูง มีขนาดใหญ่ จะมีแรงแวนเดอร์วาลส์มาก ทำให้จุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูงกว่าพวกที่มีมวลโมเลกุลต่ำกว่า หรือที่มีขนาดเล็กกว่า