บทที่ 2 อะตอมและสมบัติของธาตุ

 บทที่ 2 อะตอมและสมบัติของธาตุ

อะตอม คือหน่วยที่เล็กที่สุดของสสารที่ยังคงสภาพความเป็นสสารอยู่ได้แบบจำลองอะตอม ตามทฤษฏี มีอยู่  5 แบบ  คือ

  1. แบบจำลองอะตอมของดอลตัน

             สสารทุกชนิดประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุดเรียกว่า อะตอม ซึ่งไม่สามารถแบ่งแยกต่อไปได้อีก

 2.   แบบจำลองอะตอมของทอมสัน            – ค้นพบอิเล็กตรอน ที่ มีประจุไฟฟ้าลบ  มีมวลประมาณ1/2000 ของมวลของ H

            – โดยศึกษาพฤติกรรมของ หลอดรังสีแคโทด ในสนามแม่เหล็กไฟฟ้า

            

3. แบบจำลองของรัทเทอร์ฟอร์ด            

           การกระเจิง (scattering) ของอนุภาค a โดยแผ่นทองคำบางๆ

          รัทเทอร์ฟอร์ดพบว่ารังสีส่วนใหญ่ไม่เบี่ยงเบน และส่วนน้อยที่เบี่ยงเบนนั้น ทำมุมเบี่ยงเบนใหญ่มาก บางส่วนยังเบี่ยงเบนกลับทิศทางเดิมด้วย จำนวนรังสีที่เบี่ยงเบนจะมากขึ้นถ้าความหนาแน่นของแผ่นโลหะเพิ่มขึ้น

             อนุภาคมูลฐาน

อนุภาค	ประจุ(หน่วย)	ประจุ(C)	มวล(g)	มวล(amu)
อิเล็กตรอน	-1	1.6 x 10-19	0.000549	9.1096 x 10-28
โปรตรอน	+1	1.6 x 10-19	1.007277	1.6726 x 10-24
นิวตรอน	0	0	1.008665	1.6749 x 10-24

          AZX  :  เลขมวล คือผลบวกของโปรตอน และนิวตรอนในนิวเคลียส    การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์

                          เลขอะตอม คือ จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ซึ่ง =จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม

          ตัวอย่าง การเขียนสัญลักษณ์นิวเคลียร์

          ดังนั้น อะตอมของธาตุLithium  ( Li )
       มีจำนวนโปรตอน = 3 ตัว
  อิเล็กตรอน = 3 ตัว
    และนิวตรอน = 4 ตัว

                คำศัพท์ที่ควรทราบ

     1. ไอโซโทป ( Isotope )

        หมายถึง  อะตอมของธาตุชนิดเดียวกัน มีเลขอะตอมเท่ากัน   แต่มีเลขมวลต่างกัน 

     

      2. ไอโซบาร์ (  Isobar )  

       หมายถึง  อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน   แต่มีเลขอะตอมไม่เท่ากัน

      3. ไอโซโทน   ( Isotone ) 

       หมายถึง   อะตอมของธาตุต่างชนิดกันแต่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากัน

  

4.  แบบจำลองอะตอมของนีลส์โบร์ 

     นักวิทยาศาสตร์จึงมีการศึกษาข้อมูลใหม่มาสร้างแบบจำลองที่เน้นรายละเอียดเกี่ยวกับการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียส โดยศึกษาจากสเปกตรัมและค่าพลังงานไอออไนเซชัน

สเปกตรัม

สเปกตรัมเป็นแสงที่ถูกแยกกระจายออกเป็นแถบสีต่าง ๆ และแสงเป็นรูปหนึ่งของคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

แถบสีต่างๆในแถบสเปคตรัมของแสง

สเปกตรัม	ความยาวคลื่น (nm)
ม่วง น้ำเงิน เขียว เหลือง ส้ม แดง	400 – 420 420 – 490 490 – 580 580 – 590 590 – 650 650 – 700

 สเปกตรัมของธาตุ

      

       แมกซ์ พลังค์ได้เสนอทฤษฎีควอนตัม (quantum theory) และอธิบายเกี่ยวกับการเปล่งรังสีว่า รังสีแม่เหล็กไฟฟ้าที่เปล่งออกมามีลักษณะเป็นกลุ่มๆ ซึ่งประกอบด้วยหน่วยเล็กๆ เรียกว่า ควอนตัม (quantum) ขนาดของควอนตัมขึ้นกับความถี่ของรังสี และแต่ละควอนตัมมีพลังงาน (E) โดยที่ E เป็นปฏิภาคโดยตรงกับความถี่ (u) ดังนี้

                                                        E=hν

                E = พลังงาน 1 ควอนตัมแสง(J)

                h = ค่าคงที่ของพลังค์ (6.62×10-34 Js)

                ν= ค่าความถี่ ( s-1)

5.แบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

           แบบจำลองอะตอมของโบร์ ใช้อธิบายเกี่ยวกับเส้นสเปกตรัมของธาตุไฮโดรเจนได้ดีแต่ ไม่สามารถอธิบายเส้นสเปกตรัมของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนได้จึงได้มีการศึกษาเพิ่มเติมจนได้แบบจำลองใหม่ที่เรียกว่าแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก

                                                            

                                  

ตารางธาตุ

วิวัฒนาการการสร้างตารางธาตุ

โยฮันดน์ เดอเบอไรเนอร์  จัดธาตุเป็นกลุ่ม ๆ ละ 3 ธาตุ เรียกว่า ชุดสาม และพบว่าธาตุกลาง จะมีมวลอะตอมเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุแรกและธาตุหลังโดยประมาณ  เช่น       Li มีมวล 6.9    Na มีมวล 23.0    K มีมวล 39.1        มวลอะตอม Na =    = 23 มีบางกลุ่มที่มวลอะตอมของธาตุตรงกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของธาตุสองธาตุที่เหลือ    หลักชุดสามของเดอเบอร์ไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับ                        จอห์น นิวแลนด์ส  ได้เสนอกฎว่า ถ้านำธาตุมาเรียงลำดับตามมวลอะตอมจะพบว่าธาตุที่   8  มีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1  โดยเริ่มจากธาตุใดก็ได้                แต่ไม่รวมก๊าซเฉื่อย    แต่กฎนี้ใช้ได้ถึงธาตุแคลเซียมเท่านั้น และไม่สามารถอธิบายได้ว่า เหตุใดมวลอะตอมจึงมาเกี่ยวข้องกับความคล้ายคลึงกันของธาตุได้

เมนเดเลเอฟและไมเออร์ 

ได้ตั้งข้อสังเกตอย่างเดียวกันในเวลาใกล้เคียงกันว่าถ้าเรียงธาตุตามลำดับมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก   จะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วง ๆ     การที่ธาตุต่าง ๆ มีสมบัติคล้ายคลึงกันเป็นช่วงเช่นนี้ เมนเดเลเอฟ ตั้งเป็นกฎเรียนว่า “กฎพีริออดิก” และได้เผยแพร่ความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412 (ค.ศ. 1869) ก่อนที่ไมเออร์จะพิมพ์ผลงานของเขาออกมาหนึ่งปี เพื่อให้เกียรติแก่เมนเดเลเอฟ จึงเรียกว่า ตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟ

เมนเดเลเอฟได้จัดธาตุที่มีสมบัติคล้ายคลึงกันที่ปรากฏซ้ำกันเป็นช่วง ๆ ให้อยู่ในแนวดิ่ง หรือในหมู่เดียวกันและพยายามเรียงลำดับมวลอะตอมของธาตุจาก น้อยไปหามาก ถ้าเรียงตามมวลอะตอมแล้วสมบัติไม่สอดคล้องกัน ก็พยายามจัดให้เข้าหมู่โดยเว้นช่องว่างไว้ ซึ่งเขาคิดว่าช่องว่างเหล่านั้นน่าจะเป็นตำแหน่ง ของธาตุที่ยังไม่มีการค้นพบ  และยังได้ใช้สมบัติของธาตุและสารประกอบอื่น ๆ  นอกเหนือจากคลอไรด์และออกไซด์มาประกอบการพิจารณาด้วย โดยที่ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุ  เมนเดเลเอฟจึง สามารถทำนายสมบัติของธาตุในช่องว่างใต้ซิลิคอนได้อย่างใกล้เคียงดังตาราง 1.6    โดยเขาให้ชื่อธาตุนี้ว่า ธาตุเอคาซิลิคอน  15 ปีต่อมาวิงค์เลอร์จึงค้นพบธาตุนี้ ในปี พ.ศ. 2429 (ค.ศ. 1886)      ซึ่งก็คือ  ธาตุเจอร์เมเนียม การเรียงธาตุตามวลอะตอมในตารางพีริออดิกของเมนเดเลเอฟนั้น ถ้ายึดหลักการเรียงตามมวลอะตอมโดยเคร่งครัด จะทำให้ธาตุบางธาตุอยู่ในหมู่เดียวกันมีสมบัติแตกต่างกันจึงต้องยกเว้นไม่เรียงตามมวลอะตอมบ้าง แต่เมนเดเลเอฟก็ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดจึงต้องจัดเรียงธาตุเช่นนั้น เนื่องจากในสมัยนั้นยังไม่มีความเข้าใจเรื่องโครงสร้างของอะตอมและไอโซโทป นักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาจึงเกิดแนวความคิดว่า ตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุไม่น่าจะขึ้นอยู่กับมวลอะตอมของธาตุ แต่น่าจะขึ้นอยู่กับสมบัติอื่นที่มีความสัมพันธ์กับมวลอะตอม เฮนรี โมสลีย์ พบว่าการเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม หรือจำนวนโปรตอนมีความสัมพันธ์กับสมบัติของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดเรียงตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้น ๆ

ตารางธาตุในปัจจุบัน
     ตารางธาตุในปัจจุบันเรียงตามลำดับ เลขอะตอมจากน้อยไปหามาก ซึ่งแบ่งออกเป็น 2 กลุ่ม ใหญ่ ๆ ดังรูป

1.  ธาตุในแต่ละหมู่และแต่ละคาบมีจำนวนไม่เท่ากัน            หมู่ A เรียกว่า ธาตุเรพรีเซนเตตีฟ            หมู่ B เรียกว่า ธาตุแทรนซิชัน เป็นธาตุที่อยู่ระหว่างหมู่ IIA และ IIIA 2. ธาตุทางซ้ายมือ            ของเส้นหนักเป็นขั้นบันได   มีสมบัติเป็นโลหะและธาตุทางขวาของเส้นจะเป็นอโลหะ             ส่วนธาตุที่อยู่ชิดเส้นแบ่งนี้จะเป็นธาตุกึ่งโลหะ คือ B , Si , Ge , As , Sb และ Te 

     2.   ธาตุหมู่ A เลขประจำหมู่บ่งบอกถึงจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอน          เช่น หมู่ IA มีเวเลนต์อิเล็กตรอนท่ากับ 1 คือธาตุ Li  Na  K  Rb  Cs  Fr เป็นต้น

     3.   ธาตุในคาบเดียวกันจะมีจนวนระดับพลังงานเท่ากัน เช่น           ธาตุคาบที่ 1 มีจำนวนระดับพลังงาน 1 ระดับได้แก่ ธาตุ H  He เป็นต้น

 ประโยชน์ของการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย1.  จำนวนระดับพลังงานสูงสุดจะบอกถึงคาบ 
2.  ระดับพลังงานย่อยสุดท้ายของการจัดอิเล็กตรอน หรือออร์บิทัลที่มีพลังงานสูงที่สุดจะบอกถึงเขต  (เขต s, p, d, f)      ถ้าเป็นเขต s, p จะอยู่ในหมู่ A ของตารางธาตุ   ถ้าเป็นเขต d, f จะอยู่ในหมู่ B ของตารางธาตุ3.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่ A เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะบอกถึงหมู่ (เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ s+p)
4.  ถ้าเป็นธาตุในหมู่  B   นำจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยสุดท้ายบวกกับจำนวน อิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่ถัดเข้ามา 1 ชั้น (s+d) จะเป็นตัวเลขของหมู่นั้น แต่ถ้าบวกกัน ได้ 8 – 10 จะเป็นหมู่ VIII B  ถ้าบวกกันได้ 11, 12 จะเป็นหมู่ I B และ II B ตามลำดับ

การอ่านชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมมากกว่า 105  โดยระบุเลขอะตอมเป็นภาษาละติน แล้วลงท้ายด้วย -ium

       จำนวนนับในภาษาละตินมีดังนี้

      0 = (nil)          1 = (un)         

      2 = (bi)           3 = (tri)         

      4 = (quad)     5 = (pent)

      6 = (hex)       7 = (sept)       

      8 = (oct)        9 = (enn) 

     เช่น ธาตุที่ 105 อ่านว่า Unnilpentium สัญลักษณ์ธาตุ Unp

สมบัติตามตารางธาตุของหมู่และคาบ

สมบัติทางเคมีและทางกายภาพหลายประการของธาตุทั้งหลายในตารางธาตุซึ่งแปรเปลี่ยนไปตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นนั้นมีความสัมพันธ์กับการ
จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุต่าง ๆ  นักเรียนคิดว่าธาตุในหมู่หรือคาบเดียวกันจะมีขนาดอะตอม   จุดหลอมเหลวและจุดเดือด พลังงานไอออไนเซชัน อิเล็กโตรเนกาติวิตีและเลขออกซิเดชันเป็นอย่างไร

ขนาดอะตอม

          ขนาดของอะตอมหาขอบเขตจำกัดได้ยาก เนื่องจากอิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสตลอดเวลาด้วยความเร็วสูงและไม่มีตำแหน่งที่แน่นอน ดังนั้นขนาดอะตอมที่แน่นอนวัดกันไม่ได้ ในทางปฏิบัติจึงหาขนาดอะตอมด้วยรัศมีอะตอม ซึ่งมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมคู่ที่สร้างพันธะต่อกันหรือที่อยู่ชิดกัน

การวัดรัศมีอะตอมสามารถวัดได้หลายวิธี คือ

1.       ถ้าอะตอมโลหะอยู่ชิดกันและยึดเหนี่ยวกันด้วยพันธะโลหะ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมภายในผลึกโลหะเป็นรัศมีอะตอม ที่เรียกว่า รัศมีโลหะ  เช่น โซเดียมมีรัศมีอะตอมเท่ากับ 190 พิโกเมตร

2.   ถ้าอะตอมสร้างพันธะโคเวเลนต์ ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองที่สร้างพันธะกัน จะเป็นรัศมีอะตอม เรียกว่ารัศมีโคเวเลนต์ เช่น

รัศมีอะตอมของคลอรีน ความยาวพันธะ = 198 พิโกเมตร รัศมีอะตอม = 99 พิโกเมตร

ถ้าโมเลกุล 2 โมเลกุลยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์     ครึ่งหนึ่งของระยะระหว่างนิวเคลียสของอะตอมทั้งสองของแต่ละโมเลกุล เป็นรัศมีอะตอมที่เรียกว่า รัศมีแวนเดอร์วาลส์ เช่น คลอรีนเป็นโมเลกุลที่เป็นอะตอมคู่    จะมีทั้งรัศมีโคเวเลนต์ 99 พิโกเมตร   และ

       รัศมีแวนเดอร์วาลส์  155 พิโกเมตร

เหตุผล ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นจากบนลงล่าง เพราะธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นเป็นผลให้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสและ

จำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้นด้วย   การที่เวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ห่างนิวเคลียสมากขึ้น เป็นผลให้ธาตุในหมู่เดียวกันมี

ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม     แสดงว่าการเพิ่มจำนวนระดับพลังงานมีผลมากกว่า      การเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

แนวโน้มขนาดอะตอมในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา ดังรูป

เหตุผล ขนาดอะตอมของธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจากซ้ายไปขวา เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น

(เลขอะตอมแสดงถึงจำนวนโปรตอนที่นิวเคลียส)     เพราะธาตุในคาบเดียวกัน

มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกัน    แต่มีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

แตกต่างกัน  ธาตุที่มีโปรตอนมากจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงมากกว่าธาตุที่มีโปรตอนน้อย  เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงเข้าใกล้นิวเคลียสได้มากกว่า ทำให้อะตอมมีขนาดเล็กลง

อิเล็กโทรเนกาติวีตี                  อิเล็กโทรเนกาติวิตี   คือ      ค่าความสามารถในการดึงอิเล็กตรอนของอะตอมที่รวมกันเป็น  สารประกอบ ธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีสูงจะดึงอิเล็กตรอนดีกว่าธาตุที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีต่ำกว่า      พอลิง นักเคมีชาวอเมริกา เป็นคนแรกที่ได้กำหนดค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของธาตุขึ้น        แต่พอลิงไม่ได้คำนวณหาค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตีของก๊าซเฉื่อยไว้  เพราะก๊าซเฉื่อยทำปฏิกิริยาเกิดเป็นสารประกอบได้ยาก

เลขออกซิเดชัน

เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)   เลขออกซิเดชัน  เป็นค่าประจุไฟฟ้า หรือประจุสมมุติของอะตอมหรือไอออนของธาตุ  โดยคิดจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้หรือรับตามเกณฑ์ที่กำหนดขึ้น    เมื่อธาตุต่าง ๆ รวมกันเป็นสารประกอบธาตุที่ให้อิเล็กตรอน   จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวกและมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้นั้น    ส่วนธาตุที่รับอิเล็กตรอน    จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ และมีค่าเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่รับนั้น ตัวอย่างเช่น  Zn  เมื่อเกิดเป็นสารประกอบ จะให้อิเล็กตรอน  2  ตัว กลายเป็น  Zn2+  ดังนั้นจึงมีเลขออกซิเดชัน  +2                 Na  เป็น  Na+  ให้อิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +1                 Al   เป็น  Al3+  ให้อิเล็กตรอน  3  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  +3                 Cl   เป็น  Cl-  รับอิเล็กตรอน  1  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -1                 O    เป็น  O2-  รับอิเล็กตรอน  2  ตัว จึงมีเลขออกซิเดชัน  =  -2

การพิจารณาการให้หรือรับอิเล็กตรอน   จะใช้เกณฑ์จากค่าอิเล็กโทนเนกาติวิตี   ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า   จะเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน     ในขณะที่ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่าจะเป็นฝ่ายให้อิเล็กตรอน
โดยทั่วๆ ไป     เมื่อใช้ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเป็นเกณฑ์       ธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำ
จะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก   และธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า  จะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ

วิธีคิดเลขออกซิเดชันในสารประกอบไอออนิก

เนื่องจากธาตุที่รวมกันเป็นสารประกอบไอออนิก มีการให้และรับอิเล็กตรอน อย่างชัดเจน จึงแสดงค่าประจุไฟฟ้าที่ชัดเจน ทำให้หาค่าของเลขออกซิเดชันได้ง่าย  เช่น

                Na ให้อิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอนแก่ Cl ทำให้เป็น  Na+  และ Cl-

                เพราะฉะนั้นเลขออกซิเดชันของ  Na  =  +1  และ  Cl  =  -1

วิธีคิดเลขออกซิเดชันในสารประกอบโคเวเลนต์

เนื่องจากธาตุที่มารวมกันเป็นสารประกอบโคเวเลนต์     มีแต่การใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน

โดยไม่มีการให้หรือรับอิเล็กตรอน    การพิจารณาเลขออกซิเดชัน     จึงต้องพิจารณาจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน   โดยถือว่า  อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทั้งหมด     เป็นของธาตุที่มี

อิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า   ซึ่งทำให้ธาตุดังกล่าวมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ

พิจารณาตัวอย่างต่อไปนี้

HCl มีการใช้อิเล็กตรอน 1 คู่  โดยที่ Cl มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า H   ดังนั้น อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจึงเปรียบเสมือนกับเป็นของ Cl   ทำให้ได้อิเล็กตรอนเกิน  1 อิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันของ Cl จึงเป็น  -1 ในขณะที่ของ H เป็น  +1

               

มีการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน 2 คู่   โดยที่  O  มีอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า C  จำนวนอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทั้งหมดจึงเป็นของ O    เท่ากับว่า O ทางซ้าย ได้รับอิเล็กตรอนจาก C มา

2 อิเล็กตรอน    ในทำนองเดียวกัน  O ทางขวาก็รับอิเล็กตรอนจาก  C  2 อิเล็กตรอน   ดังนั้น O 

แต่ละอะตอมจึงคล้ายกับได้รับ  2 อิเล็กตรอน   จึงมีเลขออกซิเดชันเป็น  -2      ในขณะที่  C

เสียอิเล็กตรอน จึงมีเลขออกซิเดชันเป็น +4

จากวิธีการหาเลขออกซิเดชันดังกล่าว จึงได้นำมาสรุปเป็นกฎเกณฑ์ดังนี้

เกณฑ์กำหนดค่าเลขออกซิเดชันของธาตุต่างๆ

1.  ธาตุอิสระทุกชนิด มีเลขออกซิเดชัน = 0

                  ธาตุอิสระดังกล่าว   ไม่ว่าจะอยู่ในรูปของอะตอม     หรือโมเลกุล    ไม่ว่าจะมีกี่อะตอม

ในโมเลกุล เช่น  Na ,  H2 ,  S8  ,  P4  ต่างก็มีเลขออกซิเดชันเป็น 0

2.   เลขออกซิเดชันของไอออน = ประจุของไอออน  เช่น

                    Mg2+  มีเลขออกซิเดชัน  =  +2

                     Al3+   มีเลขออกซิเดชัน  =  +3

                      S2-    มีเลขออกซิเดชัน  =  -2

3.   เลขออกซิเดชันของธาตุบางชนิดในสารประกอบมีค่าเฉพาะตัวดังนี้

                    ก. เลขออกซิเดชันของโลหะแอลคาไล ได้แก่ โลหะหมู่  IA  เช่น  Li , Na,  K, Rb , Cs

                         ในสารประกอบมีค่าเท่ากับ  +1

                    ข. เลขออกซิเดชันของโลหะแอลคาไลน์เอิร์ท ได้แก่ โลหะหมู่ที่ IIA  เช่น Mg , Ba , Ca

                         ในสารประกอบมีค่าเท่ากับ  +2

                    ค.  เลขออกซิเดชันของออกซิเจน (O)  ในสารประกอบทั่วไปมีค่าเท่ากับ -2  ยกเว้น

                          - สารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น H2O2  BaO2  Na2O2  O  มีเลขออกซิเดชันเป็น  -1

                          - สารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น NaO2  KO2  O มีเลขออกซิเดชันเป็น - 

                             ใน OF2 เป็น  +2 

                    ง.  เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปเป็น  +1  ยกเว้น

                          ในสารประกอบไฮไดรด์  เช่น  NaH,  CaH2 , AlH2 , เป็น  -1

4.  ในไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่า 1 ชนิด “ผลรวมของเลขออกซิเดชัน

      ของทุกๆ  อะตอมเท่ากับประจุของไอออน”   เช่น   มีประจุ –2     หมายความว่า   

      นักเรียนนำเลขออกซิเดชันของ S 1 อะตอมบวกกับ O 4 อะตอมจะมีค่าเท่ากับ –2

ตัวอย่าง จงหาเลขออกซิเดชันของ

            สมมติให้เลขออกซิเดชันของ Mn = X

                         เลขออกซิเดชันของ O    = -2

    4 อะตอมของ O มีเลขออกซิเดชันรวม = -8

        ผลรวมของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในไอออนเท่ากับประจุของไอออน ดังนี้        

                                                          X + (-8) = -2

                                                          X  = -2 + 8 = 6

                       เลขออกซิเดชันของ Mn = +6

5.  ในสารประกอบใด ๆ ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับศูนย์ เช่น MgO    

                   เลขออกซิเดชันของ Mg = +2   ของ O = -2 รวมกัน