“มารี ครูี” สตรีผู้ยกระดบัชีวิตมนุษยชาติ ดว้ยศาสตร์แห่งเคมี

“เคมี ชีวติเรา อนาคตเรา” เป็นแนวคิดที่สะท้อนให้เห็นถึงความสําคัญของเคมีใน “ปีสากลแห่งเคมี” (The International Year of Chemistry 2011 : IYC 2011) เป็นปีที่ทั่วโลกร่วมกันฉลอง 100 ปีแห่ง ความสําเร็จทางด้านเคมีที่มีบทบาทกับชีวิตทุกชีวิต และยังช่วย ยกระดับความเป็นอยู่ของมนุษย์ให้ดีขึ้น ตั้งแต่ในอดีต ปัจจุบัน และ อนาคต   การพัฒนาศาสตร์ด้านเคมีเกิดขึ้นมาหลายร้อยปี หรือหลาย คนอาจเรียกว่าการเล่นแร่แปรธาตุ ตั้งแต่เมื่อ 100 ปีที่ผ่านมา     วงการเคมีเริ่มมีการตั้ง สหภาพสมาคมเคมีสากล ทําให้เกิดความ รว่มมือในการพัฒนาด้านเคมีในระดับนานาชาติ และในเวลาเดียวกันก็ เป็นปีที่ นักเคมีหญิงท่านหนึ่งได้รับรางวัลโนเบลสาขาเคมี จาก การศึกษาค้นคว้าธาตุเรเดียม จนสามารถนํารังสีเรเดียมมาใช้ในการ รักษาโรคมะเร็ง  ซึ่งถือเป็นการใช้ศาสตร์ด้านเคมีในการยกย่องระดับ ชีวติมนุษย์ที่สําคัญยิ่ง เธอผู้นนั้คือ มาดามมารี กูรี สตรีผู้ทุ่มเทชีวติเพื่อการค้นคว้าธาตุเรเดียม   มารี กูรี เป็นนักวิทยาศาสตร์หญิงที่มีคุณูปการต่อวงการวิทยาศาสตร์ เธอไม่เพียงได้รับรางวัลโนเบล ด้านเคมีจากการค้นคว้าเรเดียมเท่านั้น แต่ก่อนหน้านั้นยังได้รับรางวัลโนเบลสาขาฟิสิกส์มาแล้ว การได้รับ รางวัลโนเบลถึง 2 ครั้ง จงึเป็นการการันตีความยิ่งใหญ่ของหญิงผู้นใี้นวงการวิทยาศาสตร์โลก 

เส้นสเปกตรัม

เส้นสเปกตรัม

          วัตถุดำ (Blackbody) ไม่ได้หมายถึงวัตถุสีดำ แต่เป็นวัตถุในอุดมคติ (Ideal) ซึ่งมีคุณสมบัติในการดูดกลืนรังสีทุกชนิด มันจึงไม่สามารถสะท้อนแสงได้ อย่างไรก็ตามวัตถุดำจะแผ่รังสีออกจากตัวของมันเอง เมื่อรังสีถูกหักเหด้วยแท่งแก้วปริซึมหรือแผ่นเกรตติ้ง ก็จะให้แถบสเปกตรัมยาวต่อเนื่อง วัตถุที่มีคุณสมบัติที่ใกล้เคียงกับวัตถุดำมากที่สุดก็คือ ดาวฤกษ์ เช่น ดวงอาทิตย์ เป็นต้น

          ปี ค.ศ.1814 โจเซฟ ฟอน ฟรังโฮเฟอร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองซ้ำกับเซอร์ไอแซค นิวตัน แต่ใช้แผ่นเกรตติ้งแทนแท่งแก้วปริซึมหักเหแสงอาทิตย์ เขาพบเส้นมืดปรากฏบนแถบสเปกตรัมมากกว่า 600 เส้น ดังภาพที่ 1 (ในปัจจุบันตรวจพบมากกว่า 30,000 เส้น) นักเคมีในยุคต่อมาเรียกเส้นมืดเหล่านี้ว่า เส้นดูดกลืน (Absorption lines) ธาตุแต่ละชนิดทำให้เกิดเส้นดูดกลืนที่แตกต่างกัน

ภาพที่ 1 เส้นสเปกตรัมของดวงอาทิตย์

          ปี ค.ศ.1859 โรเบิร์ต บุนเซน และ กุสตาฟ เคิร์ชฮอฟ นักเคมีชาวเยอรมัน ได้ทำการทดลองเผาก๊าซร้อน แล้วพบว่า แสงจากก๊าซร้อนทำให้เกิด เส้นสว่างบนแถบสเปกตรัม ก๊าซแต่ละชนิดให้จำนวนและตำแหน่งของเส้นสว่างแตกต่างกัน เราเรียกเส้นสว่างนี้ว่า “เส้นแผ่รังสี” (Emission lines) ในเวลาต่อมา เคิร์ชฮอฟ ได้ค้นพบความสัมพันธ์ระหว่าง เส้นดูดกลืนและเส้นแผ่รังสี ตามกฏเคอร์เคิร์ชฮอฟ (Kirchhoff’s laws) ดังนี้
       กฏข้อที่ 1 วัตถุดำทำให้เกิดแถบสเปกตรัมต่อเนื่อง (Continuous spectrum) ไม่ปรากฏเส้นมืด
       กฏข้อที่ 2 กลุ่มก๊าซร้อนโปร่งใส ทำให้เกิดเส้นแผ่รังสี (Emission lines) เป็นเส้นสีสว่างบนแถบสเปกตรัมมืด
       กฏข้อที่ 3 กลุ่มก๊าซเย็นโปร่งใส ขวางกั้นการแผ่รังสีจากวัตถุดำ ทำให้เกิดเส้นดูดกลืน (Absorption lines) ปรากฏเป็นเส้นสีดำบนแถบสเปกตรัมต่อเนื่อง ดังภาพที่ 2

ภาพที่ 2 กฏสามข้อของเคิร์ชฮอฟ 

          เส้นสเปกตรัมที่แผ่ออกจากวัตถุแต่ละชนิด มีลักษณะเฉพาะตัวเช่นเดียวกับเส้นลายมือของมนุษย์ ถ้าเราทราบข้อมูลสเปกตรัม เราก็จะสามารถวิเคราะห์ได้ว่า องค์ประกอบของวัตถุต้นกำเนิดมีองค์ประกอบเป็นอะไร วัตถุที่มีคุณสมบัติใกล้เคียงกับวัตถุดำ เช่น ดวงอาทิตย์ และไส้หลอดไฟต่างๆ จะให้สเปกตรัมต่อเนื่อง มีเส้นดูดกลืนสีดำคาดในแนวดิ่ง เนื่องจากมีบรรยากาศห่อหุ้มอยู่ ส่วนก๊าซเรืองแสงเช่น นีออน ให้สเปกตรัมเป็นแถบมืด และมีเส้นแผ่รังสี สว่างคาดในแนวดิ่ง ดังภาพที่ 3

ภาพที่ 3 สเปกตรัมของวัตถุต่างๆ

          ในการศึกษาองค์ประกอบของดาวฤกษ์ด้วยการวิเคราะห์สเปกตรัม นักดาราศาสตร์แบ่งดาวฤกษ์ออกเป็น 7 ประเภท ตามอุณหภูมิ ได้แก่ ดาวประเภท O, B, A, F, G, K, M โดยมีคำพูดให้ท่องจำได้ง่ายว่า Oh Be A Fine Girl Kiss Me ดาว O มีอุณหภูมิสูงถึง 35,000 K ส่วนดาว M มีอุณหภูมิต่ำเพียง 3,500 K (ภาพที่ 4) เราจะเห็นได้ว่า สเปกตรัมของดาวฤกษ์แต่ละประเภทจะมีเส้นดูดกลืนสีดำ ซึ่งแสดงถึงองค์ประกอบในบรรยากาศที่ห่อหุ้มดาวต่างๆ กัน เส้นดูดกลืนของสเปกตรัม O เกิดจากการดูดกลืนของอะตอมไฮโดรเจนและฮีเลียม ส่วนเส้นดูดกลืนของดาว K เกิดจากการดูดกลืนของธาตุหนักหลายชนิด นอกจากนั้นยังพบเส้นดูดกลืนของโมเลกุลอยู่เป็นจำนวนมาก เนื่องจากอุณหภูมิต่ำพอที่อะตอมสามารถจับตัวกันเป็นโมเลกุล เช่น ไททาเนียมออกไซด์ (TiO) เป็นต้น

          อย่างไรก็ตามดาว O บางดวงอาจมีธาตุหนักปนอยู่ เนื่องจากเกิดจากการรวมตัวของกลุ่มฝุ่นที่เป็นซาก ซูเปอร์โนวา ซึ่งเกิดจากการระเบิดของดาวฤกษ์รุ่นก่อนๆ

ภาพที่ 4 สเปกตรัมของดาวประเภทต่างๆ

          ค.ศ.1910 เออร์เนส รูเธอร์ฟอร์ด นักเคมีฟิสิกส์ชาวนิวซีแลนด์ นำเสนอแบบจำลองโครงสร้างอะตอมว่า นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วย ประจุบวก (โปรตอน) อยู่ตรงกลาง มีประจุลบ (อิเล็กตรอน) โคจรล้อมรอบเป็นชั้นๆ โดยที่มวลส่วนใหญ่ไม่น้อยกว่า 99.98% อยู่ที่นิวเคลียสของอะตอม ปัจจุบันเป็นที่ทราบกันดีว่า นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตอน

          ค.ศ.1911 นีล บอฮ์ร นักฟิสิกส์ชาวดัทช์ ได้สร้างแบบจำลองอะตอมของไฮโดรเจน เพื่ออธิบายความสัมพันธ์ระหว่างโครงสร้างอะตอมและสเปกตรัมของอะตอม อะตอมของไฮโดรเจนมีโปรตอน 1 อนุภาคอยู่ตรงใจกลาง มีอิเล็กตรอน 1 อนุภาค โคจรล้อมรอบ วงโคจรของอิเล็กตรอนมี 4 ชั้น คือ n = 1, 2, 3 และ 4 ตามลำดับ ดังในภาพที่ 5 โดยทั้งนี้ อิเล็กตรอนสามารถกระโดดข้ามชั้นวงโคจรจากวงหนึ่งไปสู่อีกวงหนึ่งได้ เมื่อมันได้รับหรือสูญเสียพลังงาน

ภาพที่ 5 แบบจำลองอะตอมของไฮโดรเจน

          เมื่ออะตอมได้รับพลังงานจากภายนอก อิเล็กตรอนจะกระโดดขึ้นสู่วงโคจรชั้นนอก ทำให้เกิดเส้นดูดกลืนในแถบสเปกตรัม ตามกฎข้อที่ 3 ของเคิร์ชฮอฟ แต่เมื่ออะตอมสูญเสียพลังงาน อิเล็กตรอนจะลดลงสู่วงโคจรชั้นใน ทำให้เกิดเส้นแผ่รังสีสว่างบนแถบมืด ตามกฎข้อที่ 2 ของเคิร์ชฮอฟ

          ภาพที่ 6 ซ้ายมือ แสดงเส้นดูดกลืนของไฮโดรเจน-อัลฟา (H-Alpha) ซึ่งเกิดจากอะตอมได้รับรับพลังงานในช่วงความยาวคลื่น 656.3 นาโนเมตร ทำให้อิเล็กตรอนของไฮโดรเจนในวงโคจร n = 2 ยกตัวขึ้นสู่วงโคจร n = 3 ภาพที่ 6ขวามือ แสดงเส้นแผ่รังสีของไฮโดรเจน-อัลฟา ซึ่งเกิดจากการสูญเสียพลังงานของอะตอม ทำให้อิเล็กตรอนของไฮโดรเจนลดตัวจากวงโคจร n = 3 ลงไปสู่วงโคจร n = 2 ปลดปล่อยพลังงานในช่วงความยาวคลื่น 656.3 นาโนเมตร

ภาพที่ 6 กลไกการดูดกลืนและแผ่รังสี

          นีล บอฮ์ร อธิบายถึงความสัมพันธ์ระหว่างความยาวคลื่นกับโครงสร้างอะตอมไฮโดรเจน ด้วยสูตร

1/ = R {(1/N²) – (1/n²)}

          โดย N = ลำดับวงโคจรชั้นใน
                n = ลำดับวงโคจรชั้นนอก
                R = Rydberg constant = 1.097 x 10⁷ m^-1
               = ความยาวคลื่น (หน่วยเป็นเมตร) ที่ดูดกลืน หรือแผ่รังสี

          เขาใช้สูตรนี้ อธิบายเส้นดูดกลืนต่างๆ บนสเปคตรัมของดวงอาทิตย์ ซึ่งเกิดจากการเปลี่ยนแปลงชั้นวงโคจรของ อิเล็กตรอนของไฮโดรเจน ดังภาพที่ 7

          การเลื่อนชั้นวงโคจของอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนระหว่างชั้น n = 1 กับชั้น n = 2, 3, 4, 5, 6 ทำให้เกิดเส้นสเปกตรัมที่ความยาวคลื่น 122 nm, 103 nm, 97 nm, 95 nm, 94 nm ตามลำดับ (nm คือ นาโนเมตร หรือ 10^-9 เมตร) เรียกว่า ไลมานซีรีส์ อยู่ในช่วงคลื่นอัลตราไวโอเล็ต จึงมีพลังงานสูงมาก

          การเลื่อนชั้นวงโคจรของอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนระหว่างชั้น n = 2 กับชั้น n = 3, 4, 5, 6 ทำให้เกิดเส้นสเปกตรัมที่ความยาวคลื่น 656 nm (H-alpha), 486nm (H-beta), 434nm (H-gamma), 410nm (H-delta) ตามลำดับ เรียกว่า บาลเมอร์ซีรีส์ ซึ่งเป็นแสงในช่วงคลื่นตามองเห็น นักดาราศาสตร์นิยมศึกษาพวยก๊าซบนดวงอาทิตย์ (Prominences) ด้วยแสงไฮโดรเจน-อัลฟา ที่ความยาวคลื่น 656 nm

          การเลื่อนชั้นวงโคจรของอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนระหว่างชั้น n = 3 กับชั้น n = 4, 5, 6 ทำให้เกิดเส้นสเปกตรัมที่ความยาวคลื่น 1875nm, 1282nm, 1094nm ตามลำดับ เรียกว่า ปาสเชนซีรีส์ ในช่วงอินฟราเรด

ภาพที่ 7 การดูดกลืน / แผ่รังสีซีรี่ย์ต่างๆ

          เราสามารถคำนวณระดับพลังงานภายในอะตอมได้โดยใช้สูตร
               E = hc/ = h
               โดยที่ คือความถี่ของแสง, h = 4.14 x 10^-15 อิเล็กตรอนโวลท์ วินาที (eV s)
               ทั้งนี้ 1 eV มีค่าเท่ากับ 1.6 x 10^-19 จูล (J)

          ภาพที่ 9 แสดงให้เห็นกลไกของระดับพลังงานภายในอะตอม เรียกว่า กลไกควอนตัม (Quantum machanics) อิเล็กตรอนมีพลังงานต่ำสุดเมื่ออยู่ในวงโคจรชั้นล่างสุด n = 1 ซึ่งเรียกว่า “Ground state” วงโคจรชั้นสูงกว่าเราเรียกว่า “Excited state” อิเล็กตรอนจะกระโดดขึ้นสู่วงโคจรชั้น n = 2 ได้ต่อเมื่อได้รับพลังงานจากโฟตอน Lymann-alpha ซึ่งมีความยาวคลื่น 122 nm ซึ่งมีพลังงาน 10.19 eV ในทำนองกลับกันเมื่ออิเล็กตรอนลดวงโคจรจากชั้น n = 2 ลงสู่ Ground state ก็จะแผ่รังสี Lymann-alpha ซึ่งมีความยาวคลื่น 122 nm ในทำนองเดียวกันเมื่ออิเล็กตรอนยกตัวจาก ground state ไปยังวงโคจรชั้น n = 3 ต้องใช้พลังงาน 12.07 eV ซึ่งได้มากจากโฟตอน Lymann-beta ซึ่งมีความยาวคลื่น 103 nm และเมื่ออิเล็กตรอนลดวงโคจรจากชั้น n = 3 ลงสู่ Ground State มันจะแผ่รังสี Lymann-beta ซึ่งมีความยาวคลื่น 103 nm

          อย่างไรก็ตามหากอะตอมได้รับพลังงานจากโฟตอนของรังสีอัลตราไวโอเล็ต หรือคลื่นที่สั้นกว่า ซึ่งมีพลังงานสูงมากกว่า 13.6 eV อิเล็กตรอนจะหลุดออกจากอะตอมไปสู่สภาวะ Ionizationation หรือหลุดเป็นประจุ

ุ 

ประวัติความเป็นมา " เคมีโอลิมปิก "

ประวัติความเป็นมา

ตั้งแต่ปี พ.ศ.2532 ประเทศไทยส่งผู้แทนประเทศไทยไปร่วมแข่งขันคณิตศาสตร์โอลิมปิกระหว่างประเทศเป็นครั้งแรก สมเด็จพระเจ้าพี่นางเธอเจ้าฟ้ากัลยาณิวัฒนา กรมหลวงนราธิวาสราชนครินทร์ ได้ทรงสนพระทัยและให้การสนับสนุนโครงการมาโดยตลอด โดยทรงพระราชทานเงินส่วนพระองค์สนับสนุน โครงการ ทรงเสด็จพระราชทานเกียรติบัตรแก่นักเรียนที่ผ่านการเข้าค่ายคัดเลือก ครั้งที่ 2 และนักเรียนที่ได้รับคัดเลือกให้เป็นผู้แทนประเทศไทยไปแข่งขันระหว่างประเทศ และทรงพระราชทานพระอนุญาตให้จัดตั้ง มูลนิธิส่งเสริมโอลิมปิกวิชาการและพัฒนามาตรฐานวิทยาศาสตร์ศึกษาในพระอุปถัมภ์สมเด็จพระเจ้าพี่นางเธอ เจ้าฟ้ากัลยาณิวัฒนา กรมหลวงนราธิวาสราชนครินทร์ และชมรมโอลิมปิกวิชาการ นับเป็นพระกรุณาธิคุณเป็นล้นพ้นด้วยพระบารมีของพระองค์ที่พระราชทานต่อโครงการ เป็นผลให้โครงการนี้ได้รับการสนับสนุนจากองค์กรและสื่อมวลชนทุกประเภท การแข่งขันโอลิมปิกวิชาการ เกิดจากกลุ่มนักวิชาการกลุ่มหนึ่งมีความคิดและความเชื่อว่าในทุกประเทศย่อมมีเยาวชนผู้มีอัจฉริยะทางปัญญาอยู่เป็นจำนวนมากและเป็นทรัพยากรบุคคลที่มีความสำคัญยิ่งต่อการพัฒนาประเทศ หากจัดให้เยาวชนเหล่านั้นมาแข่งขันกันในด้านวิชาการ เช่นเดียวกับการแข่งขันกีฬาโอลิมปิก น่าจะเป็นการพัฒนาความสามารถพิเศษทางปัญญาของเยาวชนให้มีความสามารถสูงยิ่งๆ ขึ้นไป อันจะเป็นผลดีต่อการพัฒนาประเทศในระยะยาว จากแนวคิดดังกล่าว ในปี พ.ศ. 2502 ประเทศสาธารณรัฐสังคมนิยม โรมาเนียได้เป็นเจ้าภาพจัดการแข่งขันคณิตศาสตร์โอลิมปิกขึ้นเป็นครั้งแรก จากจุดเริ่มต้นนี้เอง ทำให้นานาประเทศเห็นคุณค่าและประโยชน์ของการจัดการแข่งขันนี้ จึงได้ส่งเยาวชนของตนเข้าร่วมการแข่งขันเพิ่มมากขึ้นทุกปี และได้มีการแข่งขันวิชาการต่างๆ เพิ่มขึ้น คือ ฟิสิกส์เริ่มในปี พ.ศ. 2510 เคมีเริ่มในปี พ.ศ.2512 คอมพิวเตอร์เริ่มในปี พ.ศ. 2532 ชีววิทยาเริ่มในปี พ.ศ. 2533 และดาราศาสตร์ เริ่มในปี พ.ศ. 2540 ตามลำดับ

จุดมุ่งหมาย

1. เพื่อกระตุ้นให้เกิดบรรยากาศด้านวิชาการ อันจะส่งเสริมการเรียนการสอนคณิตศาสตร์ และวิทยาศาสตร์ให้เป็นที่สนใจของเยาวชนยิ่งขึ้น ซึ่งจะนำไปสู่การปรับปรุงและพัฒนาหลักสูตรและระบบการเรียนการสอนตลอดจนการวัดผลให้เหมาะสมและมีมาตรฐานสูงขึ้นเทียบเท่ากับประเทศที่พัฒนาแล้ว
2. เพื่อส่งเสริมและเปิดโอกาสให้เยาวชนได้แสดงความสามารถด้านปัญญาและพัฒนาศักยภาพของตนให้สูงยิ่งๆ ขึ้นไป โดยการเข้าร่วมแข่งขันกับเยาวชนที่มีความสามารถจากนานาชาติ

จุดประสงค์ในการดำเนินการของโครงการนี้ ไม่ได้มุ่งหวังจำนวนเหรียญรางวัลจากการแข่งขันต่างประเทศเป็นเป้าหมายหลัก เหรียญรางวัลเป็นผลพลอยได้จากการแข่งขัน ส่วนจุดประสงค์ที่สำคัญนั้น เป็นการกระตุ้นให้เกิดบรรยากาศทางด้านวิชาการ เพื่อให้เยาวชนไทยสนใจศึกษาวิชาคณิตศาสตร์ วิทยาศาสตร์อย่างจริงจัง ซึ่งจะทำให้มีการปรับปรุง และพัฒนาหลักสูตรระบบการเรียนการสอนให้เหมาะสมและมาตรฐานสูงขึ้น และเปิดโอกาสให้เยาวชนไทยที่มีความสามารถด้านคณิตศาสตร์ วิทยาศาสตร์ได้แสดงตัว และได้พัฒนาศักยภาพของตนให้สูงยิ่งๆ ขึ้นไป  เยาวชนเหล่านี้จะเป็นทรัพยากรบุคคลที่จะพัฒนาประเทศชาติต่อไป

โจนส์ จาคอบ เบอร์ซีเลียส (Jons JacobBerzelius)

โจนส์ จาคอบ เบอร์ซีเลียส(Jons JacobBerzelius)

นักเคมีชาวสวีเดนที่มีชื่อเสียง ได้เสนอให้ใช้ตัวอักษรตัวแรกของชื่อธาตุในภาษาอังกฤษหรือภาษาละตินแทนชื่อธาตุ และเป็นที่ยอมรับกันจนถึงปัจจุบันนี้

คัมภีร์เคมี

คัมภีร์เคมี กำมะถัน  Sulpher  ต้องเจอS                                  เลขอะตอม7  Nitrogen   Nตัวย่อ เงินSilver  Ag  ไม่รีรอ                                           Neonก็   Ne   รู้ดีกัน Niobium   Nb   สี่สิบเอ็ด                                       ธาตุBohrium หนึ่งร้อยเจ็ด Bhนั่น Iodine   ตัวI  ใช่เลยมัน                                        Radiumนั้น  Ra  ดูเท่จริง Aluminium   Al  ใช่แล้วพี่                                      สังกะสี    Zinc  Zn    สำคัญยิ่ง Yttrium  ตัวY  หายติติง                                       อย่าทอดทิ้ง  Hจำไว้  Hydrogen ธาตุLithium  Li  หมายเลขสาม                                Bi นาม  Bismuth  อย่ากัดเล่น Ironเหล็ก   Fe   มิโอนเอน                                    Tungsten   w   รู้ช่ำชอง ส่วนCd  สี่สิบแปด   คือCadmium                            ธาตุHelium  He   หมายเลขสอง เจ็ดสิบเก้า   Au  รู้Goldทอง                                  Nickelต้อง  Ni  เข้าใจดี ธาตุThulium   Tm   หกสิบเก้า                              Oxygenเฝ้า  จำไว้O  โผล่หลายที่ เลขอะตอมหก   Carbon   ต้องตัวC                          Lead  Pb    ตะกั่ว   รู้ทั่วกัน ยี่สิบสอง   Ti  Titanium                                      Vanadium  V ยี่สิบสาม จำแม่นมั่น Silicon   Si   ท่องให้ทัน                                      ตัว F นั้น   Fluorine   ไม่ใช่แฟน Phosphorus   ตัวP   เลขสิบห้า                             Iridiunm   Ir  จำให้แม่น ชื่อธาตุพลวง    Antimony   Sbแทน                       ดีบุกแน่น เรียกTin   ตัวSn ธาตุDubnium   Db  หนึ่งร้อยห้า                            Zirconium   Zr   นะน้องพี่ ธาตุFrancium   Fr  จำให้ดี                                  Copperนี้   ทองแดง   ตัวCu ธาตุGallium   Ga   สามสิบเอ็ด                              เลขสิบเจ็ด   Chlorine     Clอยู่ ธาตุKrypton    Kr    น่าจำดู                                ธาตุCalcium    คุ้นหู    ต้องCa ธาตุCobalt    Co     ยี่สิบเจ็ด                               ธาตุSodium   สิบเอ็ด   Naเท่ ธาตุChromium    Cr    ไม่ใช่K                             Germanium   Geเก๋   อย่าลืมกัน ธาตุCaesium   Cs   ห้าสิบห้า                               ส่วนAr    คือArgon    ถูกแล้วนั่น ธาตXenon    Xe    ชี้ได้ทัน                                Seนั้น  Selenium   เยี่ยมกว่าใคร Tellurium     Te    ห้าสิบสอง                             Taต้อง  Tantalum    จำได้ไหม ธาตุThallium   Tl   ต้องใส่ใจ                               Bariumใช้   Ba    ทุกเวลา Berylliun    Be    เลขสี่เยี่ยม                               Berkelium   Bk    คะเนหา ธาตุBromine   ทุกที   ใช้Br                                เลขอะตอมห้า  คือBoron   Bตัวเดียว Mercury     Hg   เรียกปรอท                              Potassium    Kตลอด   Pไม่เกี่ยว Magnesium     Mg   ดีจริงเชียว                          Uranium    Uโดดเดี่ยว  ตัวเดียวเอง Manganese   Mn    ยี่สิบห้า                              Strontium   Sr   จำได้เก่ง Astatine   At   เท่านั้นเอง                                Indiumเคร่ง    ทำไม   ใช้In Arsenic   As   เรียกสารหนู                                Rbคู่   Rubidium    ไม่ยากเข็ญ แปดสิบหก    Radon       คือRn                         Polonium    Poเห็น     หมู่หกมี

โครงสร้างอะตอม ( Atomic structure. )

โครงสร้างอะตอม               ดีโมครีตัส ( นักปราชญ์ชาวกรีก) ได้กล่าวว่าทุกสิ่งทุกอย่างประกอบขึ้นจาก อนุภาคที่เล็กมาก  เล็กมากจนไม่สามารถมองเห็นได้   อนุภาคเล็กๆ เหล่านี้จะรวมพวกเข้าด้วยกันโดยวิธิการต่างๆ สำหรับอนุภาคเองนั้นไม่มีการเปลี่ยนแปลงและไม่สามารถจะแตกแยกออกเป็นชิ้นส่วนที่เล็กลงไปอีกได้  ดีโมครี- ตัสตั้งชื่ออนุภาคนี้ว่า อะตอม (Atom)   จากภาษากรีกที่ว่า  atoms  ซึ่งมีความหมายว่า  ไม่สามารถแบ่งแยกได้อีก   ตามความคิดเห็นของเขา  อะตอมเป็นชิ้นส่วนที่เล็กที่สุดของสสารที่สามารถจะคงอยู่ได้ ภาพการแปรียบเทียบขนาดของอะตอม   ประโยชน์จากการเรียนเรื่องโครงสร้างอะตอม 1. ทราบสมบัติทางเคมีและสมบัติการเปล่งแสงของธาตุ 2. เราสามารถศึกษาแกแล็กซี่ (galaxy) ดวงดาวและดาวเคราะห์ต่างๆ โดยพิจารณาจากการศึกษาสเปกตรัมที่ได้จากดวงดาว แบบจำลองอะตอมของจอห์นดอลตัน จอห์น    ดอลตัน    นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอทฤษฎีอะตอมโดยอาศัยข้อมูลจากการทดลองที่พอจะศึกษาได้และนับว่าเป็นทฤษฎีแรกที่เกี่ยวกับอะตอมที่พอจะเชื่อถือได้   ซึ่งมีใจความดังนี้ สารทุกชนิดประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กที่สุดเรียกว่า “ อะตอม” อะตอมจะไม่สามารถแบ่งแยกได้    และไม่สามารถสร้างขึ้นใหม่ได้ อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันจะมีสมบัติเหมือนกันทุกประการ อะตอมของธาตุต่างกันจะมีสมบัติต่างกัน ธาตุตั้งแต่สองชนิดขึ้นไปสามารถรวมตัวกันเกิดเป็นสารประกอบ    โดยมีอัตราส่วนการรวมตัวเป็นตัวเลขอย่างง่าย    เช่น     CO   CO 2 จากทฤษฎีอะตอมของดาลตัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป    ลักษณะแบบจำลองอะตอมของดอลตัน ( ตามทฤษฎีอะตอมของดอลตัน อะตอมในแนวคิดปัจจุบัน ข้อ 1, 3, 4 ใช้ไม่ได้ในปัจจุบัน) ข้อ 1. อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด อะตอมยังประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอน, โปรตอน, นิวตรอน เป็นต้น ข้อ 3 - 4 อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติทางกายภาพไม่เหมือนกัน กล่าวคือมีมวลไม่เท่ากัน ซึ่งจะได้กล่าวต่อไป ในเรื่อง " ไอโซโทรป" แบบจำลองอะตอมของทอมสัน ทอมสัน    ค้นพบ อิเล็กตรอน การทดลองของรอเบิร์ด   แอนดรูส์  มิลลิแกน   ได้ผลการทดลองว่า อิเล็กตรอนมีประจุไฟฟ้าเท่ากับ   1.60 x 10 -19 คูลอมบ์ และอิเล็กตรอนมีมวลเท่ากับ 9.11  x  10 -28 กรัม โกลด์สไตน์    ค้นพบ โปรตอน จากผลการทดลองของทอมสัน    โกลด์สไตน์   ทำให้ทอมสันได้ข้อมูลเกี่ยวกับอะตอมมากขึ้นเขาจึงเสนอแบบจำลองอะตอมว่า อะตอมมีลักษณะเป็นทรงกลม อะตอมไม่ใช่สิ่งที่เล็กที่สุด    แต่อะตอมจะประกอบด้วยอิเล็กตรอน  และอนุภาคอื่นๆอีก อะตอมประกอบด้วยอนุภาคอิเล็กตรอนที่มีประจุเป็นลบ    อนุภาคโปรตอนมีประจุเป็นบวก อะตอมจะมีโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอ อะตอมเป็นกลางทางไฟฟ้า   เพราะ มีจำนวนประจุบวกเท่ากับประจุลบ จากทฤษฎีอะตอมของทอมสัน แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป ลักษณะแบบจำลองอะตอมของทอมสัน แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด อะตอมจะประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนและนิวตรอนรวมตัวกันอยู่อย่างหนาแน่นอยู่ตรงกลางนิวเคลียสมีขนาดเล็กมากมีมวลมาก และมีประจุบวกส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบและมีมวลน้อยมาก   จะวิ่งรอบนิวเคลียสเป็นวงกว้าง การค้นพบนิวตรอน   เนื่องจากมวลของอะตอมส่วนใหญ่อยู่ที่นิวเคลียสซึ่งเป็นมวลของโปรตอนแต่โปรตอนมีมวลประมาณครึ่งหนึ่งของนิวเคลียสเท่านั้น   แสดงว่าต้องมีอนุภาคซึ่งไม่มีประจุไฟฟ้าแต่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอนอยู่ในอะตอมด้วย  เจมส์   แชวิก   นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ  จึงศึกษาทดลองเพิ่มเติมจนพบนิวตรอนซึ่งเป็นกลางทางไฟฟ้า   อะตอมของธาตุทุกชนิดในโลกจะมีนิวตรอนเสมอ    ยกเว้นอะตอมของไฮโดรเจนในรูปของไอโซโทป  สรุปแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีโปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็ก แต่มีมวลมากและมีประจุเป็นบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุเป็นลบ และมีมวลน้อยมาก จะวิ่งอยู่รอบนิวเคลียสเป็นบริเวณกว้าง จากทฤษฎีอะตอมของ รัทเทอร์ฟอร์ด แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป ลักษณะแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์ นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาลักษณะของการจัดอิเล็กตรอนรอบๆ อะตอม โดยแบ่งการศึกษาออกเป็น 2 ส่วน ส่วนแรกเป็นการศึกษษเกี่ยวกับสเปกตรัมของอะตอม ซึ่งทำให้ทราบว่าภายในอะตอมมีการจัดระดับพลังงานเป็นชั้นๆ ในแต่ละชั้นจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ ส่วนที่สองเป็นการศึกษาเกี่ยวกับพลังงานไอโอไนเซชัน เพื่อดูว่าในแต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุอยู่ได้กี่ตัว สเปกตรัม หมายถึง อนุกรมของแถบสีหรือเส้นที่ได้จากการผ่านพลังงานรังสีเข้าไปในสเปกโตรสโคป ซึ่งทำให้พลังงานรังสีแยกออกเป็นแถบหรือเป็นเส้น ที่มีความยาวคลื่นต่างๆเรียงลำดับกันไป นีลส์โบร์   ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา สรุปได้ดังนี้ 1 . อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสเป็นชั้นๆ ตามระดับพลังงาน  และแต่ละชั้นจะมีพลังงานเป็นค่าเฉพาะตัว 2. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกว่าระดับพลังงานต่ำสุดยิ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น   ระดับพลังงานจะยิ่งสูงขึ้น   3. อิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะเรียกระดับพลังงาน  n =  1   ระดับพลังงานถัดไปเรียกระดับพลังงาน  n =2, n = 3,... ตามลำดับ   หรือเรียกเป็นชั้น   K , L , M , N  ,O ,  P , Q .... จากทฤษฎีอะตอมของ นีลส์โบร์ แบบจำลองอะตอมมีลักษณะดังรูป ลักษณะแบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์ แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก เป็นแบบจำลองที่นักวิทยาศาสตร์คิดว่าเป็นไปได้มากที่สุดทั้งนี้ได้จากการประมวลผลการทดลองและข้อมูลต่างๆ   อะตอมภายหลังจากที่นีลส์โบร์  ได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นมา อาจสรุปได้ดังนี้ 1. อิเล็กตรอนไม่สามารถวิ่งรอบนิวเคลียสด้วยรัศมีที่แน่นอน  บางครั้งเข้าใกล้บางครั้งออกห่าง จึงไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนได้   แต่ถ้าบอกได้แต่เพียงที่พบอิเล็กตรอนตำแหน่งต่างๆภายในอะตอมและอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เร็วมากจนเหมือนกับอิเล็กตรอนอยู่ทั่วไป ในอะตอมลักษณะนี้เรียกว่า " กลุ่มหมอก" 2. กลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่างๆจะมีรูปทรงต่างกันขึ้นอยู่กับจำนวนอิเล็กตรอน และระดับพลังงานอิเล็กตรอน 3. กลุ่มหมอกที่มีอิเล็กตรอนระดับพลังงานต่ำจะอยู่ใกล้นิวเคลียสส่วนอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูงจะอยู่ไกลนิวเคลียส 4. อิเล็กตรอนแต่ละตัวไม่ได้อยู่ในระดับพลังงานใดพลังงานหนึ่งคงที่ 5. อะตอมมีอิเล็กตรอนหลายๆระดับพลังงาน   ลักษณะแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก    สรุปแบบจำลองอะตอม อนุภาคมูลฐานของอะตอม ชนิดของอนุภาคมูลฐานของอะตอม ทุกอะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่สำคัญคือ    โปรตอน,  นิวตรอน  และอิเล็กตรอน   โดยมีโปรตอนกับนิวตรอนอยู่ภายในนิวเคลียส   นิวเคลียสนี้จะครอบครองเนื้อที่ภายในอะตอมเพียงเล็กน้อย   และมีอิเล็กตรอนวิ่งรอบๆ นิวเคลียสด้วยความเร็วสูง   คล้ายกับมีกลุ่มประจุลบปกคลุมอยู่โดยรอบ อนุภาค ประจุ ( หน่วย) ประจุ (C) มวล (g) มวล (amu) อิเล็กตรอน -1 1.6 x 10 -19 0.000549 9.1096 x 10 -28 โปรตอน +1 1.6 x 10 -19 1.007277 1.6726 x 10 -24 นิวตรอน 0 0 1.008665 1.6749 x 10 -24 ' อิเล็กตรอน (Electron) สัญลักษณ์ e - มีแระจุลบ และมีมวลน้อยมาก ' โปรตอน สัญลักษณ์ p + มีประจุเป็นบวก และมีมวลมากกว่า อิเล็กตรอน ( เกือบ 2,000 เท่า) ' นิวตรอน สัญลักษณ์ n มีประจุเป็นศูนย์ และมีมวลมากพอๆ กับโปรตอน เลขอะตอม เลขมวล และสัญลักษณ์นิวเคลียร์ 1. จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเรียกว่า เลขอะตอม (atomic number, Z) 2. ผลบวกของจำนวนโปรตอนกับนิวตรอนเรียกว่า เลขมวล (mass number, A) A = Z + N โดยที่ N เป็นจำนวนนิวตรอน ( เลขเชิงมวลจะเป็นจำนวนเต็มและมีค่าใกล้เคียงกับมวลของอะตอม) การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์ เขียน (A) ไว้ข้างบนด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ เขียน (Z) ไว้ข้างล่างด้านซ้ายของสัญลักษณ์ธาตุ X = สัญลักษณ์ของธาตุ คำศัพท์ที่ควรทราบ ไอโซโทป ( Isotope ) หมายถึง  อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีเลขอะตอมเท่ากัน   แต่มีเลขมวลต่างกัน เช่น    ไอโซบาร์ (  Isobar )   หมายถึง  อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน   แต่มีเลขอะตอมไม่เท่ากัน เช่น   ไอโซโทน   ( Isotone )  หมายถึง   อะตอมของธาตุต่างชนิดกันแต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน เช่น   การหาอนุภาคมูลฐานของอะตอม จากสัญลักษณ์นิวเคลียร์ ดังนั้น อะตอมของธาตุลิเทียม ( Li ) มีจำนวนโปรตอน = 3 ตัว อิเล็กตรอน = 3 ตัว และนิวตรอน = 4 ตัว   การจัดเรียงอิเล็กตรอน หลักในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม 1. อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสนั้น จะอยู่กันเป็นชั้นๆตามระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด ( ชั้น K) จะมีพลังงานต่ำที่สุด และอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นถัดออกมาจะมีพลังงานสูงขึ้นๆ ตามลำดับ พลังงานของอิเล็กตรอนของระดับชั้นพลังงาน K < L < M < N < O < P < Q หรือชั้นที่ 1< 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7 แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์ 2. ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน 2n 2 เมื่อ n = เลขชั้น ซึ่งเลขชั้นของชั้น K=1,L=2,M=3,N=4,O=5,P=6 และ Q=7 ตัวอย่าง     จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น K มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 1 2 = 2x1 = 2                จำนวน e - ในระดับพลังงานชั้น N มีได้ ไม่เกิน 2n 2 = 2 x 4 2 = 2x16 = 32 ระดับพลังงาน จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุด n = 1 (K) 2(1) 2 = 2 n = 2 (L) 2(2) 2 = 8 n = 3 (M) 2(3) 2 = 18 n = 4 (N) 2(4) 2 = 32 n = 5 (O) 2(5) 2 = 32 ( 32 คือ เลขมากสุดที่เป็นไปได้ ) n = 6 (P) 2(6) 2 = 32 n = 7 (Q) 2(7) 2 = 32 จะเห็นว่ากฎออกเตตมีข้อด้อย คือ เมื่อระดับพลังงานมากกว่า n = 4 จะใช้ไม่ได้ อย่างไรก็ตามในธาตุ 20 ธาตุแรก สามารถใช้การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎออกเตตได้ดี 3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f ในแต่ละชั้นย่อย จะมีจำนวน e - ได้ ไม่เกิน ดังนี้ ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e - ได้ ไม่เกิน 2 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e - ได้ ไม่เกิน 6 ตัวระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e - ได้ ไม่เกิน 10 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e - ได้ไม่เกิน 14 ตัว เขียนเป็น s 2 p 6 d 10 f 14 วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม การจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้จัดเรียง e- ในระดับพลังงานชั้นย่อยโดยจัดเรียงลำดับตามลูกศร ( แนวทางการจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้เขียนแผนผังก่อน ดังรูป จัดเรียงอิเล็กตรอนตามลูกศร ดังรูป ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ คัลเซียม ( Ca ) ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว ( ดูเลขอะตอม จากตารางธาตุ) แล้วจัดเรียง e- ดังนี้ ดังนั้น การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2 มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้ Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2 ดังรูป

ตารางธาตุ ( Periodic Table )

ตารางธาตุ

ตารางธาตุ (Periodic table) คือ ตารางที่ใช้แสดงรายชื่อธาตุเคมี คิดค้นขึ้นโดยนักเคมีชาวรัสเซีย ดมีตรี เมนเดเลเยฟ (Dmitri Mendeleev) ในปี พ.ศ. 2412[1] จากการสังเกตว่า เมื่อนำธาตุที่รู้จักมาวางเรียงตามลำดับเลขอะตอม จะพบว่าคุณสมบัติพื้นฐานบางอย่างคล้ายกัน สามารถจำแนกเป็นกลุ่มๆ ได้ ทำให้เกิดรูปแบบตารางธาตุ และพัฒนาต่อเนื่องมาจนเป็นอย่างที่เห็น ตารางธาตุเป็นส่วนหนึ่งในการเรียนการสอนวิชาเคมีด้วย

ประวัติศาสตร์ของตารางธาตุ เริ่มต้นจาก จอห์น นิวแลนด์ส ได้พยายามเรียงธาตุตามมวลอะตอม แต่เขากลับทำให้ธาตุที่มีสมบัติต่างกันมาอยู่ในหมู่เดียวกัน นักเคมีส่วนมากจึงไม่ยอมรับตารางธาตุของนิวแลนด์ส ต่อมา ดมีตรี เมนเดเลเยฟ จึงได้พัฒนาโดยพยายามเรียงให้ธาตุที่มีสมบัติเหมือนกันอยู่ในหมู่เดียวกัน และเว้นช่องว่างไว้สำหรับธาตุที่ยังไม่ค้นพบ พร้อมกันนั้นเขายังได้ทำนายสมบัติของธาตุใหม่ไว้ด้วย โดยใช้คำว่า เอคา (Eka) นำหน้าชื่อธาตุที่อยู่ด้านบนของธาตุที่ยังว่างอยู่นั้น เช่น เอคา-อะลูมิเนียม (ต่อมาคือธาตุแกลเลียม) เอคา-ซิลิคอน (ต่อมาคือธาตุเจอร์เมเนียม) แต่นักเคมีบางคนในยุคนั้นยังไม่แน่ใจ เนื่องจากว่าเขาได้สลับที่ธาตุบางธาตุโดยเอาธาตุที่มีมวลอะตอมมากกว่า มาไว้หน้าธาตุที่มีมวลอะตอมน้อยกว่า ดมีตรีได้อธิบายว่า เขาต้องการให้ธาตุที่มีสมบัติเดียวกันอยู่ในหมู่เดียวกัน เมื่อดมีตรีสามารถทำนายสมบัติของธาตุได้อย่างแม่นยำ และตารางธาตุของเขาไม่มีข้อน่าสงสัย ตารางธาตุของดมีตรีก็ได้รับความนิยมจากนักเคมีในสมัยนั้นจนถึงยุคปัจจุบัน


ชื่อธาตุแบ่งตามหมู่ * หมู่ 1A ลิเทียม (Lithium) โซเดียม (Sodium - Natrium) โพแทสเซียม (Potassium - Kalium) รูบิเดียม (Rubidium) ซีเซียม (Cesium) แฟรนเซียม (Francium)
* หมู่ 2A เบริลเลียม (Beryllium) แมกนีเซียม (Magnesium) แคลเซียม (Calcium) สตรอนเชียม (Strontium) แบเรียม (Barium) เรเดียม (Radium)
* หมู่ 3A โบรอน (Boron) อะลูมิเนียม (Aluminum) แกลเลียม (Gallium) อินเดียม (Indium) แทลเลียม (Thallium)
* หมู่ 4A คาร์บอน (Carbon) ซิลิกอน (Silicon) เจอร์เมเนียม (Germanium) ดีบุก (Tin - Stannum) ตะกั่ว (Lead - Plumbum)
* หมู่ 5A ไนโตรเจน (Nitrogen) ฟอสฟอรัส (Phosphorous) อะซินิค (สารหนู) (Arsenic) พลวง (Antimony - Stibium) บิสมัท (Bismuth)
* หมู่ 6A ออกซิเจน (Oxygen) ซัลเฟอร์ (กำมะถัน) (Sulfur) ซีลีเนียม (Selenium) เทลลูเรียม (Tellurium) พอโลเนียม (Polonium)
* หมู่ 7A ฟลูออรีน (Fluorine) คลอรีน (Chlorine) โบรมีน (Bromine) ไอโอดีน (Iodine) แอสทาทีน (Astatine)
* หมู่ 8A ฮีเลียม (Helium) นีออน (Neon) อาร์กอน (Argon) คริปตอน (Krypton) ซีนอน (Xenon) เรดอน (Radon)

ยกเว้น ไฮโดรเจน เพราะยังถกเถียงกันอยู่ว่าจะจัดลงไปที่หมู่ 1 หรือ 7 ดี เพราะคุณสมบัติเป็นกึ่ง ๆ กัน ระหว่าง 1A กับ 7A และธาตุประเภททรานซิชัน โดยทั่วไป ไม่แนะนำให้จำ แต่อาศัยดูตารางเอา และควรจำคุณสมบัติของธาตุที่สำคัญ ๆ ให้ได้ หรืออาจจะใช้หลักการในการท่องให้ง่ายขึ้น เช่นการใช้ตัวย่อของแต่ละคำมารวมกันเป็นประโยคที่จำง่าย ๆ ซึ่งจะทำให้จำได้ไวขึ้น