สัปดาห์ที่ 2

1. สัปดาห์ที่ 2 502101 เคมีสำหรับวัสดุวิศวกรรมและกระบวนการเปลี่ยนแปลง ผู้เตรียม : ผู้ช่วยศาสตราจารย์ดร.วิทวัส แจ้งเอี่ยม ภาควิชาวิศวกรรมเคมี คณะวิศวกรรมศาสตร์

2. ตารางธาตุ • ตารางธาตุ (Periodic Table) หมายถึง ตารางที่นักวิทยาศาสตร์ได้รวบรวมธาตุต่างๆ เข้าเป็นหมวดหมู่จัดตามลักษณะหรือสมบัติที่คล้ายคลึงกัน • ปัจจุบันนักวิทยาศาสตร์ได้ค้นพบธาตุมากกว่า 110 ธาตุ จากการที่ได้ค้นพบธาตุจำนวนมากจึงยากที่จะศึกษาและจดจำสมบัติของธาตุต่างๆ ได้ทั้งหมด เพื่อความสะดวกในการศึกษาและจดจำสมบัติต่างๆ ของธาตุนักวิทยาศาสตร์จึงจัดธาตุต่างๆ ที่มีสมบัติ คล้ายคลึงกันให้อยู่ในหมวดหมู่เดียวกัน

3. การแบ่งประเภทของธาตุ

4. ตารางธาตุในปัจจุบัน • ตารางธาตุในปัจจุบัน เรียงตาม เลขอะตอม โดยแบ่งเป็น 1. หมู่หลัก (Main Group) หรือหมู่ A จะมี 8 หมู่ และ 2. หมู่ B หรือ Transition มี 8 หมู่ • ส่วนคาบ (Period) จะแบ่งเป็น 7 คาบ • เลขอะตอมเกิน 83 จัดว่าเป็นธาตุกัมมันตรังสี

5. ตารางธาตุ • ธาตุในหมู่ A เดียวกัน จะมีสมบัติที่คล้ายคลึงกัน หมู่ IA, IIA, IIIA จะมีความเป็นโลหะ หมู่ IVA ถึง VIIIA จะมีความเป็นอโลหะเพิ่มขึ้น ขณะเดียวกันในหมู่เดียวกันจะมี Valent e-เท่ากัน และเท่ากับลำดับที่ของหมู่ ยกเว้น He = 2 แต่อยู่หมู่ 8 • ความเป็นโลหะในหมู่เดียวกันจะเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น แต่ความเป็นอโลหะจะลดลง • ความเป็นโลหะ : การให้ e-ได้ดี (ค่า IE1น้อย) • ความเป็นอโลหะ : การรับ e-ได้ดี (ค่า EN สูง) *IE1และ EN นิสิตจะเรียนในสไลด์ต่อไป

6. ตารางธาตุ • ธาตุที่อยู่ในคาบเดียวกันจะมีระดับพลังงานเท่ากันเลขคาบเท่ากับจำนวนระดับพลังงาน (n) ( 2 ระดับ = คาบที่ 2 ) • ในคาบเดียวกันจะมีสมบัติที่แตกต่างกัน หรือแปรเปลี่ยนไปตามหมู่ของธาตุ

7. ตารางธาตุ • สำหรับธาตุ 2 แถวล่างมีเลขอะตอม ตั้งแต่ 58 – 71 คือ Ce (Cerium)  Lu (Lutelium) เรียกกลุ่มธาตุแลนทาไนด์(Lanthanides) • และตั้งแต่ 90 – 103 คือ Th (Thorium)  Lr (Lawrencium) เรียกว่า กลุ่มธาตุแอคทีไนด์ (Actinides) ธาตุทั้ง 2 กลุ่มนี้แยกจากหมู่ 3B ในคาบที่ 6 และ 7 ตามลำดับ เรียกรวมๆ ว่า กลุ่มธาตุ Inner Transition Elements

8. ตารางธาตุ • นักวิทยาศาสตร์ได้ค้นพบธาตุเพิ่มขึ้นเป็นจำนวนมาก บางครั้งธาตุชนิดเดียวกันถูกค้นพบโดยนักวิทยาศาสตร์หลายคน จึงมีชื่อเรียกที่แตกต่างกัน • องค์การนานาชาติทางเคมี (International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC) ได้ตกลงกันให้เรียกชื่อที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 100 ขึ้นไป เป็นภาษาละติน และลงท้ายเสียงของธาตุเป็นiumและให้เขียนสัญลักษณ์ตามตัวอักษรตัวแรกของจำนวนนับแต่ละตัวมารวมกัน

9. การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม (Electron configuration) • อิเล็กตรอนที่โคจรอยู่รอบนิวเคลียสจะอยู่เป็นชั้นๆ คล้ายระบบสุริยะจักรวาล โดยมีนิวเคลียสเป็นศูนย์กลาง การจัดเรียงอิเล็กตรอนในชั้นต่างๆ มีหลักเกณฑ์ดังต่อไปนี้ • ต้องทราบจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุโดยใช้เลขอะตอม • จัดอิเล็กตรอนลงในระดับพลังงานชั้นที่หนึ่ง n = 1 ให้เต็มก่อน จึงจะจัดลงในระดับพลังงานชั้นที่สอง n = 2 ถ้ายังเหลืออิเล็กตรอนจะต้องจัดลงในชั้นต่อไปเรื่อยๆ • อิเล็กตรอนที่มีได้ในแต่ละชั้น หรือ แต่ละระดับพลังงาน (n) หาได้จากสูตร

10. 2n2 (ตามแบบอะตอมของ Bohr) 2(1)2 = 2 ชั้นที่หนึ่ง n =1 สามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2(2)2 = 8 ชั้นที่สอง n =2 สามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2(3)2 = 18 ชั้นที่สาม n =3 สามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2(4)2 = 32 ชั้นที่สี่ n =4 สามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้

11. การจัดตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุบางชนิดการจัดตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุบางชนิด

12. ตารางแสดงระดับพลังงานและจำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้เต็มที่ในแต่ละระดับพลังงานตารางแสดงระดับพลังงานและจำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้เต็มที่ในแต่ละระดับพลังงาน

13. ชั้นที่ 1 (Shell 1) ชั้นที่ 1 (Shell 1) ชั้นที่ 2 (Shell 2) ชั้นที่ 2 (Shell 2) ชั้นที่ 3 (Shell 3) 32 3Li= 2,1 16S= 2,8,6 18 คาบ 2 หมู่ 1 วาเลนซ์อิเล็กตรอน 1 คาบ 3 หมู่ 6 วาเลนซ์อิเล็กตรอน 6 8 2

14. จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมต่อไปนี้จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมต่อไปนี้ • 20Ca = 2,8,8,2 • 38Sr = 2,8,18,8,2 • 17Cl = 2,8,7 • 54Xe = 2,8,18,18,8 • 35Br = 2,8,18,7 • 55Cs = 2,8,18,18,8,1 • 13Al = 2,8,3 • 32Ge = 2,8,18,4 • 19K = 2,8,8,1 • 7N = 2,5 • 20Ca = • 38Sr = • 17Cl = • 54Xe = • 35Br = • 55Cs = • 13Al = • 32Ge = • 19K = • 7N =

15. การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยSub-shell , Orbital จากการเสนอแบบจำลองอะตอมในปัจจุบันนี้ว่า มีลักษณะเป็นกลุ่มหมอก และจากการคำนวณพลังงานของ e- ในระดับสูงต่อไป พบว่า e-ไม่ได้จัดเป็นชั้น (Shell)อย่างที่โบร์เสนอไว้ หลักความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์ก: เราไม่สามารถบอกตำแหน่งและระดับพลังงานที่แน่นอนของ e- ได้พร้อมกัน e- ถูกจัดอยู่ในรูปแบบ ออร์บิทัล (Orbital)โดยมีข้อกำหนดว่าจำนวน e-ในแต่ละออร์บิทัลจะมีได้ ไม่เกิน 2e-และมีรูปร่างแตกต่างไปตามความหนาแน่นของ e-ดังนี้ 15

16. ออร์บิทัล (Orbital) S p d f subshells ระดับวงย่อย s เริ่มตั้งแต่ชั้นแรก (n=1),จึงมี 1 วงย่อยและมี e-=2 e- ระดับวงย่อย p เริ่มตั้งแต่ชั้นที่สอง (n=2),จึงมี 3 วงย่อยและมี e-=6e- ระดับวงย่อย d เริ่มตั้งแต่ชั้นที่สาม (n=3),จึงมี 5 วงย่อยและมี e-=10e- ระดับวงย่อย f เริ่มตั้งแต่ชั้นที่สี่ (n=4),จึงมี 7 วงย่อยและมี e-=14e-

17. 14 e n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 4f 10 e 4d 6 e 4p Energy 3d 10 e 2 e 4s 3p 6 e 2 e 3s 6 e 2p 2 e 2s 2 e 1s จำนวน e- ในแต่ละ subshell = {(2n-1)+1} x 2

18. รูปร่างออร์บิทัล s p และ d

19. โปรตอนนิวตรอนอิเล็กตรอนโปรตอนนิวตรอนอิเล็กตรอน S ออร์บิทัล(orbital)(มีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว)

20. โปรตอนนิวตรอนอิเล็กตรอนโปรตอนนิวตรอนอิเล็กตรอน P ออร์บิทัล(orbital) (อิเล็กตรอนสูงสุด 6 ตัว)

21. d ออร์บิทัล (orbitals) z z z z d d d d d xy xz z2 x2-y2 yz x x y x x y y y z x y 5 แบบ x 2; d orbital มี 10 e-

22. การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม • ใช้หลักอาฟบาว (Aufbau principle) ในจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม ซึ่งสรุปได้ดังนี้ • ในแต่ละออร์บิทัลจะบรรจุอิเล็กตรอนได้อย่างมากที่สุด 2 ตัว (มีสปินต่างกัน) • ใช้เครื่องหมาย   แทนอิเล็กตรอนที่มีสปินขึ้น (spin up) • ใช้เครื่องหมาย   แทนอิเล็กตรอนที่มีสปินลง (spin down) • ใช้เครื่องหมาย   แทนอิเล็กตรอนเดี่ยวในออร์บิทัล • ใช้เครื่องหมาย   แทนอิเล็กตรอนคู่ในออร์บิทัล

23. 2. บรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างก่อน (เรียงลำดับออร์บิทัลตามลูกศรในรูป) จนครบจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมนั้น การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบนี้จะทำให้อะตอมมีสถานะเสถียรที่สุดเพราะพลังงานรวมทั้งหมดของอะตอมมีค่าต่ำสุด • 1s - - - ระดับพลังงานที่ต่ำ • 2s 2p - - • 3s 3p 3d - • 4s 4p 4d 4f • 5s 5p 5d 5f • 6s 6p 6d 6f • 7s 7p 7d 7fระดับพลังงานที่สูง

24. 3. การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากันเช่นออร์บิทัล d จะใช้ กฎของฮุนด์ (Hund's rule) คือ"การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน จะบรรจุในลักษณะที่ทำให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุด" 4.บรรจุอิเล็กตรอนที่ทุกๆออร์บิทัล มีระดับพลังงานเป็น degenerate (ระดับพลังงานเท่ากัน) ทุกออร์บิทัลอาจมีอิเล็กตรอนอยู่เต็ม (2 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) หรือมีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียว (1 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล)

25. 1S 2S 2P 3S แบบฝึกหัด : การจัดเรียงอิเล็กตรอน อะตอม 1H 2He 3Li 4Be

26. 1S 2S 2P 3S แบบฝึกหัด : การจัดเรียงอิเล็กตรอน อะตอม 5B 6C 7N 8O

27. Ne : 1s2, 2s2, 2p6 เรียกว่า การบรรจุเต็ม N :  1s2, 2s2, 2p3 เรียกว่า การบรรจุครึ่ง

28. โครงแบบอิเล็กตรอนแบบบรรจุเต็มจะเสถียรกว่าแบบบรรจุครึ่ง และแบบบรรจุครึ่งก็จะเสถียรกว่าแบบอื่นๆ เช่น 2p6 เสถียรกว่า 2p3 2p3เสถียรกว่า 2p4 3d10เสถียรกว่า 3d9 • 26Fe1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 • 2 8 14 2 ตัวอย่าง = [Ar]4s23d6 เมื่อเกิดเป็นสารประกอบ Fe2+ =>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Fe3+=> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

29. เพื่อให้การแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุที่มีจำนวนอิเล็กตรอนอยู่มากกระชับขึ้น เราอาจย่อให้สั้นลงโดยใช้สัญลักษณ์ของก๊าซเฉื่อยเป็นสัญลักษณ์แก่น (Core symbol) ดังนี้ [He] = 1s2 [Ne] = 1s22s2 2p6 [Ar] = 1s2 2s2 2p63s2 3p6 [Kr] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p6 [Xe] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d105p6 [Rn] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p66s2 4f14 5d106p6

30. ยังมีธาตุบางชนิดที่มีการจัดอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามหลักเกณฑ์ข้างต้น เช่น ธาตุโครเมียม หรือธาตุทองแดง เป็นต้น Cr (Z=24): [Ar] 4s1 3d5 [Ar] __ 4s __ __ __ __ __ 3d Cu (Z=29): [Ar] 4s1 3d10 [Ar] __ 4s __ __ __ __ __ 3d

31. 2. Hund principle การจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบที่เสถียรที่สุดคือ แบบที่มีสปินขนานกันจำนวนมากที่สุด (กระจายมากที่สุด)    3. Pauli exclusionprinciple แต่ละออร์บิทัลสามารถรับอิเล็กตรอนได้อย่างมาก 2 ตัว และอิเล็กตรอนทั้งสองตัวนี้จะต้องมีสปินตรงกันข้าม หรือมีเลขควอนตัม ต่างกัน

32. ลำดับความเสถียรของอิเล็กตรอนลำดับความเสถียรของอิเล็กตรอน complete filling > halffilling > incompletefilling เสถียรกว่า เสถียรกว่า

33. 33

34. สมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบสมบัติของธาตุตามหมู่และตามคาบ ขนาดอะตอม (Sizes of Atoms) รัศมีไอออน (Ionic Radius) พลังงานไอออไนเซชัน (Ionization Energy, IE) สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Electron Affinity, EA) อิเล็กโตรเนกาติวิตี (Electronegativity, EN) จุดเดือดและจุดหลอมเหลว(Boiling Point and Melting point) เลขออกซิเดชัน (Oxidation Number)

35. แรงดึงดูดของนิวเคลียส(Zeff) บ่งบอกถึงอิเล็กตรอนที่อยู่ในชั้นนอกสุดว่าสามารถถูกดูดโดยประจุที่นิวเคลียสได้มากน้อยเพียงใด พบว่าถ้าจำนวนอิเล็กตรอนมากขึ้น แรงดึงดูดของนิวเคลียสจะมากขึ้นด้วย ทำให้ Zeffมากขึ้น Element Al Si P S Cl Ar Atomic No 13 14 15 16 17 18 Zeff 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ Effective nuclear charge

36. ขนาดอะตอม

37. ธาตุในคาบเดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ขนาดอะตอมจะเล็กลง เนื่องจากธาตุในคาบเดียวกันมีจำนวนระดับพลังงานเท่ากัน แต่เมื่อเลขอะตอมเพิ่ม จำนวนโปรตอนจะเพิ่มขึ้นด้วย แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสกับเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น ขนาดจึงลดลง ขนาดอะตอม ขนาดอะตอม ในตาราง มีหน่วยเป็น pm ธาตุในหมู่เดียวกัน เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น ขนาดอะตอมจะใหญ่ขึ้น เพราะเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น จะมีจำนวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้น แม้ว่าจำนวนโปรตอนจะเพิ่มขึ้นด้วยก็ตาม แต่แรงดึงดูดต่อเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีน้อย จึงทำให้ขนาดใหญ่ขึ้น กล่าวได้ว่ากรณีนี้การเพิ่มระดับพลังงานมีผลมากกว่าการเพิ่มจำนวนโปรตอน

38. “ไอออนของอโลหะในหมู่เดียวกัน จะมีขนาดใหญ่ขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”และ “ไอออนของอโลหะในคาบเดียวกันจะมีขนาดเล็กลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น” ขนาดไอออน “ไอออนของโลหะในหมู่เดียวกันจะมีขนาดใหญ่ขึ้นเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”และ“ไอออนของโลหะในคาบเดียวกันจะมีขนาดเล็กลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น” ธาตุที่กลายเป็นไอออนบวกจะมีขนาดเล็กลง ธาตุที่กลายเป็นไอออนลบจะมีขนาดใหญ่ขึ้น

39. Ionization Energy (IE) พลังงานที่ใช้ในการดึง e-หลุดออกจากอะตอมในสภาวะก๊าซ กลายเป็นไอออนบวกในสภาวะก๊าซ อะตอมใดมีขนาดเล็ก จะทำให้ดึง e- ออกยาก IE สูง อะตอมใดมีขนาดใหญ่ จะทำให้ดึง e- ออกง่าย IE ต่ำ

40. Ionization Energy (IE) -We can remove any number of electrons in sequence, forming ions with greater charge -Each successively removed electron has successively greater ionization energy: First ionization energy IE1: A(g) A+(g) + e-(g) Second ionization energy IE2: A+(g) A2+(g) + e-(g) Third ionization energy IE3: A2+ A3+(g) + e-(g)

41. Successive Ionization Energies (kJ/mol)

42. First Ionization Energy เพิ่มขึ้น First Ionization Energy เพิ่มขึ้น ตามคาบจำนวนประจุบวกเพิ่มมากขึ้น e- ถูกดึงดูดมาอยู่ใกล้ Nu ได้มากe- หลุดยาก IE สูง ตามหมู่ระดับพลังงานมากขึ้น e- อยู่ไกล Nu มาก e- หลุดง่าย IE ต่ำ

43. X (g) + e- X-(g) O (g) + e- O-(g) F (g) + e- F-(g) Electron Affinity(EA) คือพลังงานที่ปลดปล่อยออกมาจากการรับอิเล็กตรอนของอะตอมธาตุแล้วเกิดเป็นแอนไอออน ณ สถานะแก๊ส Electron Affinity ธาตุที่มี EA สูง จะคายพลังงานออกมามากเมื่อรับอิเล็กตรอนเข้าไป ทำให้เกิดไอออนลบที่มีความเสถียรมาก ดังนั้นค่า EA จึงใช้ทำนายความสามารถในการเป็นไอออนลบ กล่าวคือ ธาตุที่มี EA สูง จะสามารถเกิดเป็นไอออนลบได้ง่ายกว่าธาตุที่มี EA ต่ำ H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol

44. ธาตุในหมู่เดียวกัน ค่า EA เพิ่มขึ้นจากล่างขึ้นบน เพราะธาตุข้างบนมีขนาดเล็กกว่าธาตุข้างล่าง จึงมีแรงดึงดูดระหว่างประจุบวกที่นิวเคลียสกับอิเล็กตรอนที่เพิ่มเข้าในอะตอมได้มากกว่า ระยะทางจากนิวเคลียสถึงขอบเขตของอะตอมสั้นกว่าอะตอมที่มีขนาดใหญ่ที่อยู่ข้างล่างของหมู่ ธาตุข้างบนรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าธาตุข้างล่าง EA จึงมากกว่า Electron Affinity ธาตุในคาบเดียวกัน ค่า EA เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาของตารางธาตุ เพราะธาตุทางขวามีขนาดเล็กกว่าธาตุทางซ้าย จึงรับ e- ได้ดีกว่า e- ที่เข้ามาใหม่จะถูกดึงดูดด้วย Nucleus ได้มากกว่า EA จึงมากกว่า

45. Electronegativity อิเล็กโตรเนกาติวิตี้ ( Electronegativity ) เป็นค่าสมบัติที่แสดงความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนคู่ร่วมพันธะจาก Nucleus e- คู่ร่วมพันธะของอะตอมที่มีขนาดเล็ก จะได้รับแรงดึงดูดจาก Nucleus มาก  EN สูง e- คู่ร่วมพันธะของอะตอมที่มีขนาดใหญ่ จะได้รับแรงดึงดูดจาก Nucleus น้อย  EN ต่ำ

46. Electronegativity ธาตุในคาบเดียวกัน ค่า EN จะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาเพราะขนาดอะตอมเล็กลงทำให้ได้รับแรงดึงดูดจากนิวเคลียสมากกว่าอะตอมที่มีขนาดใหญ่ EN จึงสูงขึ้น ธาตุหมู่เดียวกัน ค่า EN จะลดลงจากบนลงล่าง เพราะขนาดอะตอมใหญ่ขึ้นทำให้นิวเคลียสมีโอกาสดึงดูดอิเล็กตรอนได้น้อยกว่าอะตอมที่มีขนาดเล็ก EN จึงต่ำลง

47. จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจุดหลอมเหลวและจุดเดือด ก. โลหะในหมู่เดียวกันคือ หมู่ IA , IIA, และ IIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มลดลง เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”เนื่องจากความแข็งแรงของพันธะโลหะลดลง เพราะมีขนาดอะตอมใหญ่ขึ้น ข. โลหะในคาบเดียวกันคือ โลหะในหมู่ IA , IIA, และ IIIA ในคาบต่างๆ “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มสูงขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”เนื่องจากมีพันธะโลหะที่แข็งแรงมากขึ้น ทั้งนี้เพราะอะตอมมีขนาดเล็กลงและมีจำนวนเวเลนต์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น หมายเหตุสำหรับธาตุหมู่ IVA และ VA จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มของการเปลี่ยนแปลงไม่ชัดเจน เนื่องจากมีโครงสร้างและแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอะตอมที่แตกต่างกัน สูง หมู่ IA หมู่IVA (โลหะ) ต่ำ

48. จุดหลอมเหลวและจุดเดือดจุดหลอมเหลวและจุดเดือด ก.อโลหะในหมู่เดียวกันคือ หมู่ VIA , VIIA, และ VIIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มเพิ่มขึ้น เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น”เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลคือแรงวันเดอร์วาลส์เพิ่มขึ้น เพราะมวลโมเลกุลและขนาดโมเลกุลเพิ่มขึ้น ข. อโลหะในคาบเดียวกันคือ อโลหะ หมู่ VA, VIA , VIIA, และ VIIIA “จุดหลอมเหลวและจุดเดือดมีแนวโน้มลดต่ำลงเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น” เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างโมเลกุลคือ แรงวันเดอร์วาลส์มีค่าลดลง เพราะขนาดของโมเลกุลเล็กลง โดยเฉพาะก๊าซเฉื่อยเป็นก๊าซประเภทโมเลกุลเดี่ยว และมีขนาดเล็ก มีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดต่ำมาก หมู่ VA หมู่VIIIA ต่ำ (อโลหะ) สูง

49. Oxidation Number เลขออกซิเดชัน เป็นตัวเลขเพื่อแสดงค่าประจุไฟฟ้าหรือประจุไฟฟ้าสมมติของไอออนหรืออะตอมของธาตุ ซึ่งส่วนใหญ่เป็นเลขจำนวนเต็มรวมทั้งศูนย์และอาจมีเครื่องหมายเป็นบวกหรือลบก็ได้ การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน มีกฎดังนี้ คือ 1. อะตอมของธาตุต่าง ๆ ในสภาวะอิสระ ไม่ว่าจะอยู่ในรูปที่เป็นอะตอมเดียว หรือโมเลกุล จะมีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์ เช่น Na, Be, He, O2, S8 2. ไอออนที่มีอะตอมเดี่ยวเลขออกซิเดชันจะมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น Na+ มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ +1 Be2+ มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ +2 O2- มีเลขออกซิเดชัน เท่ากับ -2 3. เลขออกซิเดชันของโลหะอัลคาไล (หมู่ IA) และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ท (หมู่ IIA) ในสารประกอบต่าง ๆ มีค่าเท่ากับ +1 และ +2 ตามลำดับ

50. Oxidation Number • 4. เลขออกซิเดชันของออกซิเจนในสารประกอบส่วนมากมีค่าเท่ากับ -2 ยกเว้น • สารประกอบเปอร์ออกไซด์ เช่น H2O2 และ Na2O2 ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1 • สารประกอบซุปเปอร์ออกไซด์ เช่น KO2  ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน -1/2 • สารประกอบ OF2  ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชัน +2 • 5. เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจนในสารประกอบส่วนมากมีค่าเท่ากับ +1 ยกเว้นในสารประกอบพวกไฮไดรด์ไอออนิก ซึ่งไฮโดรเจนมีค่าเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 เช่น LiAlH4 และ NaBH4 • 6. ผลรวมทางพีชคณิตของเลขออกซิเดชันของอะตอมทั้งหมดในสูตรเคมีใด ๆ จะมีค่าเท่ากับประจุสำหรับกลุ่มของอะตอมที่เขียนแสดงในสูตรนั้น ๆ เช่น ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ KMnO4 เท่ากับ 0 ผลรวมของเลขออกซิเดชันของ NO3- เท่ากับ -1