อะตอมและสมบัติของธาตุ

แบบจำลองอะตอม
   อะตอม คือ หน่วยพื้นฐานของสสารทุกอย่าง หรือแปลได้อีกความหมายหนึ่งว่า แบ่งแยกไม่ได้อีก โดยได้แนวคิดมาจาก นักปราชญ์ที่ชื่อว่า ดิโมคริตุส
แบบจำลองอะตอมของดาลตัน 
   จอห์น ดอลตัน เป็นนักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้รวบรวมเรื่องเกี่ยวกับอะตอมและตั้งเป็นทฤษฎี เรียกว่า ทฤษฎีอะตอมของดอลตัน
   มีสาระสำคัญดังนี้
   1.ธาตุประกอบด้วยอนุภาคเล็กๆ เรียกว่า อะตอม ซึ่งแบ่งแยกและทำให้สูญหายไม่ได้(ในปัจจุบันไม่เป็นจริง)
   2.อะตอมไม่สามารถทำให้เกิดใหม่หรือทำให้สูญหายได้(ในปัจจุบันไม่เป็นจริง)
   3.อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีมวลเท่ากันและมีสมบัติเหมือนกัน(ในปัจจุบันไม่เป็นจริง)
   4.สารประกอบเกิดจากอะตอมของธาตุมากกว่า 1 ชนิดทำปฏิกิริยาเคมีกันในอัตราส่วนที่เป็นเลขลงตัวน้อยๆ(ในปัจจุบันเป็นจริง)
   5.อะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ชนิดขึ้นไป อาจรวมตัวกันและเกิดสารประกอบมากกว่า 1 ชนิด(ในปัจจุบันเป็นจริง)

ที่มา : http://thn25007-chem4.blogspot.com/p/1.html

   "อะตอมเป็นทรงกลมตันขนาดเล็กที่สร้างขึ้นใหม่หรือทำลายไม่ได้"
แบบจำลองอะตอมของทอมสัน 
   ทอมสันได้ศึกษาเกี่ยวกับอะตอม โดยใช้หลอดรังสีแคโทดของเซอร์วิลเลียมครูกซ์ เพื่อศึกษาการนำไฟฟ้าของแก๊ส
   ทอมสันได้พบว่ารังสีแคโทดมีขั้วลบ ซึ่งเรียกอนุภาคนั้นว่า อิเล็กตรอน

ที่มา : https://www.scimath.org/lesson-physics/item/7270-electron

   สมบัติของรังสีแคโทด
   1.รังสีแคโทดทำให้ฉากเรืองแสงเกิดการเรืองแสง
   2.เมื่อให้รังสีแคโทดอยู่ระหว่างขั้วไฟฟ้าจะเบเข้าหาขั้วบวก
   3.รังสีแคโทดเดินทางเป็นเส้นตรงจากขั้วแคโทดไปยังขั้วแอโนด
   4.มีต่าประจุต่อมวลคงที่
   ออยแกนได้ศึกษาเพิ่มเติม โดยการเพิ่มฉากเรืองแสงไว้อีกข้างหนึ่งของหลอดรังสีแคโทด ทำให้พบ โปรตอน ซึ่งเรียกว่า โปรตอน

ที่มา : http://119.46.166.126/self_all/selfaccess10/m4/chemical4_2/Lesson1/Lesson1.php

   จากการทดลองพบรังสีที่วิ่งเข้าหาขั้วลบเรียกว่ารังสีบวกหรือรังสีคาแนล ซึ่งมีประจุทางไฟฟ้าเป็นบวก แต่มีค่าประจุต่อมวลไม่คงที่ ต่อมาเรียกว่าโปรตอน

ที่มา : https://sites.google.com/site/elementandcompound/atomicstructure/thompson

   "อะตอมเป็นทรงกลมที่ประกอบไปด้วยอนุภาคอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบและโปรตอนซึ่งมีประจุบวกกระจายอยู่ทั่วในอะตอมอย่างสม่ำเสมอ"

   รอเบิร์ต แอนดรูส์ มิลลิแกน ได้ทำการทดลองหาประจุของอิเล็กตรอน ได้ข้อสรุปว่า
ประจุของอิเล็กตรอน = 1.76×10⁸คูลอมบ์/กรัม
 มวลของอิเล็กตรอน
ประจุของอิเล็กตรอน = 1.60×10^-19 คูลอมบ์
มวลของอิเล็กตรอน = 9.09×10^-28กรัม

แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ด
   ลอร์ดเออร์เนสท์ รัทเทอร์ฟอร์ด นักวิทยาศาสตร์ชาวนิวซีแลนด์ และฮัน ไกเกอร์ และมาร์สเดน ได้ทดลองการยองอนุภาคแอลฟาไปยังแผ่นทองคำบางๆและใช้ฉากเรืองแสงซึ่งฉาบด้วย ZnS โค้งเป็นวงกลมเป็นฉากรับอนุภาคแอลฟาเพื่อตรวจสอบทิศทางการเคลื่อนที่ของอนุภาคแอลฟา
   จากการทดลองทำให้พบว่า อะตอมของทองคำ มีโปรตอนและอิเล็กตรอนกระจายอยู่ ได้ข้อสรุปว่า

          1.การที่ส่วนใหญ่อนุภาคแอลฟาวิ่งผ่านแผ่นทองคำแสดงว่า ภายในอะตอมควรมีที่ว่างจำนวนมาก

          2.การที่อนุภาคแอลฟาบางส่วนหักเหจากแนวเส้นตรงเดิม เพนาะภายในอะตอมมีอนุภาคบวก

ที่มา : https://sureerat147.wordpress.com/

   "อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่โปรตอนรวมกันอยู่ตรงกลาง นิวเคลียสมีขนาดเล็กแต่ทีมวลมากและมีประจุบวก ส่วนอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบและมีมวลน้อยวิ่งอยู่รอบๆนิวเคลียส

   Chadwick ได้ศึกษาการยิงอนุภาคแอลฟาไปยังอนุภาคต่างๆ พบว่า ภายในนิวเคลียสมีอนุภาคชนิหนึ่งที่มีมวลใกล้เคียงกับโปรตอน และเป็นกลางทางไฟฟ้า เรียกว่า นิวตรอน

ที่มา : https://sites.google.com/site/elementandcompound/atomicstructure/rutherford

   แบบจำลองอะตอมแบบใหม่เปลี่ยนเป็น อะตอมที่ประกอบไปด้วยโปรตอนและนิวตรอนอยู่ในนิวเคลียส และมีอิเล็กตรอนวิ่งอยู่รอบๆ
   อนุภาคมูลฐานของอะตอม
 

ที่มา : https://sites.google.com/site/atom0123456789/xnuphakh-multhan-khxng-xatxm

   สัญลักษณ์นิวเคลียร์

ที่มา : https://sites.google.com/site/elementandcompound/nuclearsymbol

          เลขมวล หมายถึง จำนวนโปรตอนรวมกับจำนวนนิวตรอน

          เลขอะตอม หมายถึง จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

   ไออน หมายถึง อนุภาคที่มีประจุทางไฟฟ้า มี 2 ชนิด

          1.ไออนบวก คือ อนุภาคที่มีโปรตอนมากกว่าอิเล็กตรอน

          2.ไออนลบ คือ อนุภาคที่มีโปรตอนน้อยกว่าอิเล็กตรอน

   ไอโซโทป หมายถึง อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีเลขอะตอมเท่ากัน แต่มีเลขมวลต่างกัน

   ไอโซโทน หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีนิวตรอนเท่ากัน

   ไอโซบาร์ หมายถึง อะตอมของธาตุต่างชนิดกันที่มีเลขมวลเท่ากัน แต่เลขอะตอมต่างกัน

   ไอโซอิเล็กทรอนิกส์ หมายถึง ธาตุหรือไออนที่มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน

แบบจำลองอะตอมของนีลโบร์

   โบร์ได้ศึกษาแบบจำลองอะตอมขึ้นมาโดยนำแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดมาแก้ไข เขาศึกษาสเปกตรัมการเปล่งแสงของธาตุ โดยบรรจุแก๊สไฮโดรเจนในหลอดปล่อยประจุ จากนั้นให้พลังงานเข้าไป

ผลการทดลอง พบว่าอิเล็กตรอนเคลื่อนจากขั้วบวกไปขั้วลบชนกับแก๊สไฮโดรเจน จากนั้นเปล่งแสงออกมาผ่านปริซึมทำให้เราเห็นเป็นเส้นสเปกตรัมสีต่างๆ ตกบนฉากรับภาพ ซึ่งเกิดจากอิเล็กตรอนเปลี่ยนระดับพลังงานจากวงโคจรสูงไปสู่วงโคจรต่ำ พร้อมทั้งคายพลังงานในรูปแสงสีต่างๆ

ที่มา : http://thn25115-chem4.blogspot.com/2017/09/1.html

   มักซ์พลัง

ที่มา : https://www.slideshare.net/Songsak1/atomic-structures-m4

ที่มา : https://www.slideshare.net/oraneehussem/1-40157836

          แสงสีม่วงมีความยาวคลื่นน้อย มีพลังงานมาก แสงสีแดงมีความยาวคลื่นมาก แต่มีพลังงานน้อย

   สรุปแบบจำลองอะตอมของโบร์
   1. อิเล็กตรอนจะอยู่กันเป็นชั้น ๆ แต่ละชั้นเรียกว่า “ระดับพลังงาน

   2. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงนอกสุดเรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valent electron)จะเป็นอิเล็กตรอนที่เกิดปฏิกิริยาต่าง ๆ ได้

   3. อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานวงในอยู่ใกล้นิวเคลียส จะเสถียรมากเพราะประจุบวกจากนิวเคลียสดึงดูดไว้อย่างดี ส่วน

อิเล็กตรอนระดับพลังงานวงนอจะไม่เสถียรเพราะนิวเคลียสส่งแรงไปดึงดูดได้น้อยมาก
   4. ระดับการพลังงานวงในจะอยู่ห่างกันมาก ส่วนระดับพลังงานวงนอกจะอยู่ชิดกันมาก
   5. การเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน ไม่จำเป็นต้องเปลี่ยนในระดับถัดกัน อาจเปลี่ยนข้ามระดับพลังงานกันก็ได้

ที่มา : https://boonmawong.wordpress.com/

   แต่ละระดับพลังงานจะมีอิเล็กตรอนบรรจุได้ 2n² ตัว

แบบจำลองอะตอมของกลุ่มหมอก

   ได้มีการใช้ทฤษฎีควอนตัมซึ่งสามารถอธิบายการจัดเรียงอิเล็กตรอนได้ว่า อิเล็กตรอนเรียงตัวกันเป็นออบิทัล

ที่มา : https://boonmawong.wordpress.com/

   1. อิเล็กตรอนไม่ได้เคลื่อนที่เป็นวงกลม แต่เคลื่อนที่ไปรอบๆนิวเคลียสเป็นรูปทรงต่างๆตามระดับพลังงาน

   2. ไม่สามารถบอกตำแหน่งที่แน่นอนของอิเล็กตรอนไ้ด้ เนื่องจากอิเล็กตรอนมีขนาดเล็กมากและเคลื่อนที่รวดเร็วตลอดเวลาไปทั่วทั้งอะตอม
   3. อะตอมประกอบด้วยกลุ่มหมอกของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส บริเวณที่มีหมอกทึบแสดงว่ามีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากกว่าบริเวณที่มีหมอกจาง ดังรูปที่แสดงไว้

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

   การจัดเรียงในระดับพลังงานหลัก จัดเรียงได้ไม่เกิน 2n² ตัว

   การจัดเรียงในระดับพลังงานย่อย

     1. s-orbital มี 1 ออบิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด 2 ตัว

     2. p-orbital มี 3 ออบิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด 6 ตัว

     3. d-orbital มี 5 ออบิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด 10 ตัว

     4. f-orbital มี 7 ออบิทัล มีจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด 14 ตัว

ที่มา : https://www.bootcampdemy.com/content/975-

   การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบออร์บิทัล

   การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบระดับพลังงานย่อยในรูปแก๊สเฉื่อย

   ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

   1.เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่

   2.ธาตุหมู่ IA และ IIA ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไป จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 8 เสมอ

   3.ธาตุหมู่ IIIA ถึง VIIIA   ตั้งแต่หมู่ที่ IIIA คาบ 4 เป็นต้นไป    จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 18 เสมอ 

   4.ถ้าธาตุนั้นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามข้อ 2 และ 3 คือมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้น มีค่าตั้งแต่ 9 – 18 แต่วงนอกสุดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1 หรือ 2 นักเรียนก็ทำนายได้ทันทีว่าเป็นธาตุแทรนซิชัน

      หมายเหตุ ธาตุแทรนซิชันที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 21 – 30 จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 ยกเว้น Cu กับ Cr จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1

ตารางธาตุ

   ในปี พ.ศ.2360 (ค.ศ. 1817) โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์เป็นนักเคมีคนแรกที่พยายามจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ ละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกันเรียกว่า ชุดสาม โดยพบว่าธาตุกลางจะมีมวลอะตอม เป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของอีกสองธาตุที่เหลือ ตัวอย่างธาตุชุดสามของเดอเบอไรเนอร์ เช่น Na เป็นธาตุกลางระหว่าง Li  กับ K  มีมวลอะตอม  23  ซึ่งเป็นค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของธาตุ Li ซึ่งมีมวลอะตอม 7 กับธาตุ K ซึ่งมีมวลอะตอม  39  แต่เมื่อนำหลักของชุดสามไปใช้กับธาตุกลุ่มอื่นที่มีสมบัติคล้ายกัน พบว่าค่ามวลอะตอมของ ธาตุกลางไม่เท่ากับค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของสองธาตุที่เหลือ หลักชุดสามของเดอเบอไรเนอร์จึงไม่เป็นที่ยอมรับ 

   ในเวลาต่อมาในปี พ.ศ. 2407  จอห์น นิวแลนด์ นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษได้เสนอกฎในการจัดธาตุเป็นหมวดหมู่ว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากพบว่าธาตุที่  8  จะมีสมบัติเหมือนกับธาตุที่  1  เสมอ (ไม่รวมธาตุไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) เช่น เริ่มต้นเรียงโดยใช้ธาตุ Li เป็นธาตุที่  1  ธาตุที่  8  จะเป็น Na ซึ่งมีสมบัติคล้ายธาตุ Li  ดังตัวอย่างการจัดต่อไปนี้

   ไม่สามารถอธิบายได้ว่าเพราะเหตุใดมวลอะตอมจึงเกี่ยวข้องกับสมบัติที่ คล้ายคลึงกันของธาตุ ทำให้ไม่เป็นที่ยอมรับ

   ในเวลาต่อมายูลิอุสโลทาร์ ไมเออร์ นักวิทยาศาสตร์ชาวเยอรมันและดิมิทรี อิวา-โนวิช เมนเดเลเอฟ นักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย ได้ศึกษารายละเอียดของธาตุต่างๆ มากขึ้นทำให้มีข้อสังเกตเช่นเดียวกันว่า ถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอมจากน้อยไปมากจะพบว่าธาตุมีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงๆ การที่ธาตุต่างๆ มีสมบัติคล้ายกันเป็นช่วงเช่นนี้เมนเดเลเอฟตั้งเป็นกฎเรียกว่า กฎพิริออดิก และได้เสนอความคิดนี้ในปี พ.ศ. 2412  ก่อนที่ไมเออร์จะเผยแพร่ผลงานของเขาหนึ่งปีเพื่อเป็นการให้เกียรติแก่เมนเด เลเอฟ จึงเรียกตารางนี้ว่า ตารางพิริออดิกของเมนเดเลเอฟ ในปีต่อมาเมนเดเลเอฟได้ปรับปรุงตารางธาตุใหม่

   เฮนรี โมสลีย์  นักวิทยาศาสตร์ชาวอังกฤษ ได้เสนอให้จัดธาตุเรียงตามเลขอะตอม เนื่องจากสมบัติต่างๆ ของธาตุมีความสัมพันธ์กับประจุบวกในนิวเคลียสหรือเลขอะตอมมากกว่ามวลอะตอม ตารางธาตุในปัจจุบันจึงได้จัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมจากน้อยไปมากซึ่งสอดคล้อง กับกฎพิริออดิกที่ได้กล่าวมาแล้ว

ตารางธาตุที่นิยมใช้ในปัจจุบันได้ปรับปรุงมาจากตารางธาตุของเมนเดเลเอฟ แต่เรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอมแทนการเรียงตามมวลอะตอม ดังรูป

ตารางธาตุที่ใช้อยู่ในปัจจุบันแบ่งธาตุในแนวตั้งออกเป็น 18 แถว โดยเรียกแถวในแนวตั้งว่า หมู่ ธาตุในแนวตั้งยังแบ่งเป็นกลุ่มย่อย A กับ B กลุ่ม A มี 8 หมู่ คือ IA ถึง VIIIA หมู่ IA มีชื่อเรียกว่า โลหะแอลคาไล หมู่ IIA เรียกว่า โลหะแอลคาไลน์เอิร์ทหมู่ VIIA เรียกว่า หมู่ธาตุแฮโลเจน และหมู่ VIIA เรียกว่า แก๊สเฉื่อยหรือแก๊สมีตระกูล กลุ่ม B มี 8 หมู่เช่นเดียวกันคือ IB ถึง VIIIB แต่ใน VIIIB  จะมี  3  แถวธาตุกลุ่ม B  ทั้งหมดเรียกว่ากลุ่ม ธาตุแทรนซิชัน ธาตุที่อยู่ในแนวนอนมี 7 แถว แต่ละแถวจัดเรียงธาตุตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้นตามลำดับ และเรียกแถวในแนวนอนว่า คาบจำนวนธาตุในแต่ละคาบจะเป็นดังนี้ คาบที่  1  มี  2  ธาตุ  คาบที่  2  และ  3  มีคาบละ 8 ธาตุ  คาบที่  4 และ 5 มีคาบละ 18 ธาตุ คาบที่ 6 แบ่งเป็น  2 กลุ่ม กลุ่มแรกมี  18  ธาตุ คือ Cs ถึง Rn  กลุ่มที่สองมี  14  ธาตุ  คือ Ce  ถึง Lu และเรียกกลุ่มนี้ว่า  กลุ่มธาตุ แลนทาไนด์ คาบ ที่  7  แบ่งเป็น  2  กลุ่ม กลุ่มแรกเริ่มจาก Fr เป็นต้นไปและมีการค้นพบเพิ่มขึ้นอยู่ตลอดเวลา ส่วนกลุ่มหลังมี 14 ธาตุคือ Th ถึง Lr ซึ่งมีชื่อเรียกว่า กลุ่มธาตุ แอกทิไนด์

จากการที่นักวิทยาศาสตร์ทำการศึกษาทดลองจนค้นพบธาตุเพิ่มขึ้นอีกหลายธาตุแต่ ยังไม่มีการกำหนดสัญลักษณ์ที่แน่นอน บางครั้งธาตุชนิดเดียวกันถูกค้นพบโดยนักวิทยาศาสตร์หลายคนจึงทำให้มีชื่อ เรียกแตกต่างกันองค์การนานาชาติทางเคมี (International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC) ได้ตกลงให้เรียกชื่อธาตุที่มีเลขอะตอมตั้งแต่  100  ขึ้นไปตามระบบตัวเลขเป็นภาษาละตินและลงท้ายเสียงของชื่อธาตุเป็น -ium เป็นชื่อเรียกสำหรับธาตุที่ยังไม่มีชื่อที่ยอมรับเป็นสากล
จำนวนนับในภาษาละตินเป็นดังนี้
0        1       2        3         4           5          6           7            8           9
nil     un     bi       tri     quad      pent      hex       sept        oct        enn
นิล    อูน    ไบ    ไตร    ควอด    เพนต์    เฮกซ์    เซปต์    ออกต์    เอนน์
สำหรับการเขียนสัญลักษณ์ของธาตุ ให้ใช้อักษรตัวแรกของจำนวนนับแต่ละตัวมาเขียนเรียงกัน

สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ

   ขนาดอะตอม จากแบบจำลองอะตอมแบบกลุ่มหมอก อะตอมมีขอบเขตที่ไม่แน่นอน ระยะระหว่างนิวเคลียสถึงผิวอะตอมมีค่าไม่คงที่ ทำให้หาขนาดของอะตอมที่แท้จริงไม่ได้ จากแบบจำลองของอะตอมตามทฤษฎีของโบร์ อิเล็กตรอนในไฮโดรเจนอะตอมอาจมีพลังงานได้หลายค่า ขนาดอะตอมของไฮโดรเจนจึงขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานใด ถ้าอยู่ในระดับพลังงานสูง จะอยู่ห่างจากนิวเคลียสมาก ขนาดอะตอมจะใหญ่ และถ้าอยู่ในระดับพลังงานต่ำ จะอยู่ใกล้นิวเคลียส ขนาดอะตอมจะเล็ก ดังนั้นจึงทำให้หาขนาดของอะตอมที่แท้จริงไม่ได้

“แนวโน้มขนาดอะตอมตามหมู่และตามคาบ”

เมื่อพิจารณาแนวโน้มของขนาดอะตอม มีแนวโน้มดังนี้

1.  เมื่อพิจารณาตามคาบ ธาตุในคาบเดียวกันมีขนาดอะตอมลดลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น เช่น ในคาบที่ 3 ขนาดอะตอม Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl เป็นต้น ทั้งนี้เพราะธาตุในคาบเดียวกันมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันแต่มีจำนวนโปตอนในนิวเคลียสต่างกัน ธาตุที่มีโปรตอนมากกว่าจะดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้แรงกว่าจึงทำให้ขนาดอะตอมเล็กกว่า นั่นคือขนาดอะตอมจะลดลงจากซ้ายไปขวา

2.  เมื่อพิจารณาตามหมู่ ธาตุในหมู่เดียวกันมีขนาดอะตอมเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอม เช่น ในหมู่ IA ขนาดอะตอม Li < Na < K < Rb < Cs <Rbทั้งนี้เพราะธาตุในหมู่เดียวกันแม้จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น แต่แรงดึงดูดเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อยเนื่องจากจำนวนระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนอยู่เพิ่มขึ้น จึงเป็นเสมือนฉากกั้นแรงดึงดูดระหว่างโปรตอนในนิวเคลียสกับ เวเลนซ์อิเล็กตรอน มีผลทำให้ขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นตามเลขอะตอม แสดงว่าในกรณีนี้การเพิ่มระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส

สำหรับธาตุในคาบที่ 4 คาบที่ 5 และคาบที่ 6 พบว่าขนาดอะตอมไม่เป็นไปตามแนวโน้มที่ต่อเนื่องกัน

   พลังงานไอออไนเซชัน (IE)

   เมื่อให้พลังงานแก่อะตอมของธาตุในสถานะของ เหลวหรือของแข็งในปริมาณที่มากพอ จะทำให้อะตอมเปลี่ยนสถานะเป็นแก๊สได้และถ้าให้พลังงานต่อไปอีกจนสูงเพียงพอ ก็จะทำให้อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมกลายเป็นไอออน พลังงานปริมาณน้อยที่สุดที่ทำให้อิเล็กตรอนหลุดจากอะตอมในสถานะแก๊สเรียกว่า พลังงานไอออไนเซชัน

   อิเล็กโทรเนกาติวิตี (EN) เมื่ออะตอมของธาตุต่างชนิดรวมตัวเป็นโมเลกุลโดยใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกัน นิวเคลียสของอะตอมทั้งสองจะดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันด้วยแรงที่ต่าง กัน ทำให้อะตอมที่สามารถดึงดูดอิเล็กตรอนได้ดีกว่าเกิดสภาพอำนาจไฟฟ้าค่อนข้าง เป็นลบ ส่วนอะตอมที่ดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยกว่าจะเกิดสภาพอำนาจไฟฟ้าค่อนข้างเป็น บวก ความสามารถของอะตอมในการดึงดูดอิเล็กตรอนในโมเลกุลของสารเรียกว่า อิเล็กโทรเนกาติวิตี เขียนย่อเป็น EN

   สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (EA) คือ ความสามารถในการรับอิเล็กตรอน ซึ่งเป็นพลังงานที่เปลี่ยนแปลงเมื่ออะตอมในสถานะแก๊สได้รับอิเล็กตรอน 1 อิเล็กตรอน ซึ่งแนวโน้มจะเหมือนค่า EA

เลขออกซิเดชัน (Oxidation number)

   หมายถึงจำนวนประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ

   เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน มีเกณฑ์ดังนี้

   1.ธาตุอิสระทุกชนิดทั้งที่อยู่ในรูปอะตอมหรือโมเลกุล มีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ เช่น Fe , Zn , H2 , N2 , O2 , P4 , S8 ต่างมีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์

   2. ออกซิเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน -2 ยกเว้นในสารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น Na2O2 , H2O2 , BaO2 ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1 ในสารประกอบซูเปอร์ออกไซด์ เช่น KO2 ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1/2 ในสารประกอบ OF2 ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน +2

   3. ไฮโดรเจนในสารประกอบทั่วไปมีเลขออกซิเดชัน +1 ยกเว้นในสารประกอบโลหะไฮไดรด์ เช่น NaH ไฮโดรเจนมีเลขออกซิเดชัน -1

   4. ไอออนของธาตุมีเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น H+ เลขออกซิเดชันเท่ากับ +1 , Ca2+ เลขออกซิเดชันเท่ากับ +2 , Cl- เลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 เป็นต้น

   5. ไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมมากกว่า 1 ชนิด ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น Cr2O7 2- มีประจุ -2 ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ Cr2O7 2- จึงเท่ากับ -2

   6. ในสารประกอบใด  ผลรวมของเลขออกซิเดชันของทุกอะตอมเท่ากับศูนย์ เช่น CaO เลขออกซิเดชันของแคลเซียมเท่ากับ +2 ของออกซิเจนเท่ากับ -2 ซึ่งรวมกันจะเท่ากับศูนย์