Atoms, Isotopes, Periodic Table & Chemical Bonds

ส่วนที่ 1: Atoms, Isotopes และ Periodic Table

Atom คืออะไร?

Atom (อะตอม) คือหน่วยที่เล็กที่สุดของสสารที่ยังคงคุณสมบัติของธาตุนั้นไว้ได้ อะตอมไม่สามารถแบ่งย่อยได้อีกด้วยกระบวนการทางเคมี

Element (ธาตุ) คือสารบริสุทธิ์ที่ประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียว โดยอะตอมทุกตัวในธาตุเดียวกันมี จำนวน proton เท่ากัน

ปัจจุบันมีธาตุที่ค้นพบแล้ว 118 ธาตุ

โครงสร้างอะตอม

อะตอมประกอบด้วยอนุภาคย่อย 3 ชนิด:

อะตอมในสภาวะปกติมี net charge = 0 ดังนั้น จำนวน proton = จำนวน electron เสมอ

Atomic Symbol, Atomic Number และ Mass Number

เราแทนอะตอมด้วยสัญลักษณ์:

A
 X
Z

• Atomic number (Z) = จำนวน proton ใน nucleus (บอกว่าเป็นธาตุอะไร)
• Mass number (A) = จำนวน proton + จำนวน neutron

ตัวอย่าง: อะตอม 12-C มี p = 6, n = 6, e = 6 | อะตอม 16-O มี p = 8, n = 8, e = 8 | อะตอม 19-F มี p = 9, n = 10, e = 9

Isotopes (ไอโซโทป)

Isotopes คืออะตอมของธาตุเดียวกัน ที่มี จำนวน proton เท่ากัน แต่ จำนวน neutron ต่างกัน ส่งผลให้ mass number ต่างกันด้วย

ตัวอย่างไอโซโทปของ Mg:

• 24-Mg: p = 12, n = 12
• 25-Mg: p = 12, n = 13
• 26-Mg: p = 12, n = 14

Radioisotopes (ไอโซโทปกัมมันตรังสี)

Radioisotope คือไอโซโทปที่ nucleus ไม่เสถียร จึงปล่อยรังสีออกมาระหว่างสลายตัวไปเป็น nucleus ที่เสถียร Radioisotopes มีการนำไปใช้ในทางการแพทย์ เช่น:

• 14-C (Carbon dating): p = 6, n = 8 → ใช้หาอายุของสิ่งมีชีวิต โดยอิงจากสัดส่วน 14-C : 12-C ที่ลดลงหลังสิ่งมีชีวิตตาย (half-life = 5730 ปี)
• 18-F ใน PET scan: p = 9, n = 9, half-life = 110 นาที → 18-F สลายตัวเปลี่ยนเป็น 18-O (p = 8, n = 10) ใช้ตรวจหาก้อนมะเร็งโดยติดฉลาก glucose

Relative Atomic Mass (Ar)

Relative Atomic Mass คือมวลเฉลี่ยของอะตอมของธาตุ เทียบกับ 1/12 ของมวลอะตอม 12-C โดยคำนวณจาก natural abundance ของไอโซโทปทั้งหมด

ตัวอย่าง: Cl มีไอโซโทป 35-Cl (75%) และ 37-Cl (25%) Ar = (35 x 75/100) + (37 x 25/100) = 35.5

Periodic Table of Elements

Periodic table คือการจัดเรียงธาตุตาม atomic number ที่เพิ่มขึ้น แบ่งเป็น:

• Period (แถวนอน): ธาตุในแถวเดียวกันมีจำนวน shell เท่ากัน
• Group (หมู่/คอลัมน์): ธาตุในหมู่เดียวกันมีสมบัติทางเคมีคล้ายกัน เพราะมี valence electron เท่ากัน

ธาตุที่สำคัญต่อร่างกายมนุษย์แบ่งเป็น:

• Major elements: O, C, H, N → คิดเป็น ~96% ของน้ำหนักร่างกาย
• Macrominerals: Ca, P, K, Cl, S, Na, Mg
• Microminerals (trace elements): Fe, Zn, Cu, Mn, I, Mo, Cr, Co, Se, V เป็นต้น

ส่วนที่ 2: Electron Configurations และ Ions

ทำไม Electron ถึงสำคัญ?

สมบัติทางเคมีของธาตุขึ้นอยู่กับ electron โดยเฉพาะ valence electrons (อิเล็กตรอนชั้นนอกสุด) ตัวอย่างเช่น Na metal ทำปฏิกิริยารุนแรงกับน้ำ แต่เมื่อ Na สูญเสีย electron กลายเป็น Na+ จะละลายน้ำได้อย่างปลอดภัยในรูปสารละลาย NaCl

Electron Configuration

Electron configuration คือการบอกว่า electron แต่ละตัวอยู่ใน orbital ไหน

กฎสำคัญในการเติม electron:

1. Aufbau principle: เติม electron ใน orbital พลังงานต่ำสุดก่อน (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d ...)
2. Pauli Exclusion Principle: orbital หนึ่งใส่ได้ สูงสุด 2 electron และต้องมี spin ตรงข้ามกัน
3. Hund's Rule: ใน subshell เดียวกัน ให้เติม electron ทีละ orbital ก่อน (parallel spin) แล้วจึงจับคู่

จำนวน degenerate orbitals ในแต่ละ subshell:

• s: 1 orbital (จุได้ 2 e-)
• p: 3 orbitals (จุได้ 6 e-)
• d: 5 orbitals (จุได้ 10 e-)
• f: 7 orbitals (จุได้ 14 e-)

ตัวอย่าง Electron Configuration:

• 6-C: 1s2 2s2 2p2 (core = 1s2, valence = 4)
• 11-Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 หรือ [Ne]3s1
• 12-Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 หรือ [Ne]3s2
• 8-O: 1s2 2s2 2p4 หรือ [He]2s2 2p4
• 15-P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 หรือ [Ne]3s2 3p3

Shorthand notation: ใช้ noble gas ที่ใกล้เคียงแทน core electrons เช่น [Ne] = 1s2 2s2 2p6

ข้อยกเว้น: Transition Metals

Cr และ Cu มี electron configuration พิเศษ เพราะ half-filled และ filled d subshell มีความเสถียรพิเศษ (spin correlation):

• Cr: [Ar]4s1 3d5 (ไม่ใช่ [Ar]4s2 3d4)
• Cu: [Ar]4s1 3d10 (ไม่ใช่ [Ar]4s2 3d9)

Ions (ไอออน)

Ions เกิดขึ้นเมื่ออะตอมได้รับหรือเสีย electron:

• Cations (ประจุ +): เกิดเมื่ออะตอม เสีย electron → เช่น Na → Na+ (เสีย 3s1 ออกไป) electron configuration = [Ne]
• Anions (ประจุ -): เกิดเมื่ออะตอม ได้รับ electron → เช่น Cl → Cl- (รับ electron เข้ามา) electron configuration = [Ar]

หลักสำคัญ: อะตอมมักสูญเสียหรือรับ electron จนได้ electron configuration เหมือน noble gas ซึ่งเสถียรที่สุด (full shell)

ตัวอย่าง stable ions:

• 13-Al3+: 1s2 2s2 2p6 (เหมือน Ne)
• 15-P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (เหมือน Ar)
• 17-Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (เหมือน Ar)

Electron Config ของ d-block Ions

สำหรับ metal ions: พลังงาน 3d orbital ต่ำกว่า 4s orbital ดังนั้น 4s จะถูกเอาออกก่อนเมื่อสร้าง cation:

• Fe2+: [Ar]4s0 3d6
• Zn2+: [Ar]4s0 3d10
• Co+: [Ar]4s0 3d8

ตัวอย่างทางคลินิก:

• Fe(II) ใน Heme group (hemoglobin): [Ar]4s0 3d6 → นำออกซิเจนในเลือด
• Co(I) ใน Vitamin B12: [Ar]4s0 3d8 → เกี่ยวข้องกับการสร้างเม็ดเลือดแดง
• Zn2+ ใน Phospholipase C: [Ar]4s0 3d10 → เอนไซม์ในระบบสัญญาณเซลล์

ส่วนที่ 3: Chemical Bonds และ Intermolecular Forces

ทำไมต้องเกิด Chemical Bond?

อะตอมที่มี outer shell ไม่เต็มไม่เสถียร ดังนั้นจึงรวมตัวกับอะตอมอื่นเพื่อให้ shell เต็ม → เกิด chemical bonding

Noble gases (group 8A: He, Ne, Ar, Kr, Xe) มี full electron shell จึงไม่เกิด bond และอยู่เป็น monatomic gas

Ionic Bonds

Ionic bond คือแรงดึงดูดระหว่าง positive ion กับ negative ion (electrostatic attraction)

• Metals (ฝั่งซ้ายของ periodic table) → เสีย electron → เกิด cation
• Nonmetals (ฝั่งขวาของ periodic table) → รับ electron → เกิด anion

ตัวอย่าง: Na เสีย 1e- + Cl รับ 1e- → Na+Cl- (NaCl)

กฎสำคัญ: ผลรวมของ ionic charges ใน ionic compound = 0 เสมอ เช่น MgBr2 (Mg2+ กับ Br- 2 ตัว)

ตัวอย่างทางคลินิก: NaHCO3 (antacid), BaSO4 (contrast medium ใน X-ray), CaCO3 (calcium supplement)

Covalent Bonds

Covalent bond คือแรงดึงดูดระหว่าง nucleus 2 ตัวกับ shared pair of electrons ที่อยู่ระหว่างกัน

การแสดงด้วย Lewis structure:

• เส้นทึบ = 1 bonding pair (shared electrons)
• จุดคู่ = lone pair (non-bonding electrons)

ตัวอย่าง: CH4 (single bond x 4), CO2 (double bond x 2 = :O=C=O:), N2 (triple bond :N≡N:)

Single bonds หมุนได้อิสระ (sigma bonds) | Double/Triple bonds หมุนไม่ได้ (มี pi bond ด้วย) ส่งผลให้เกิด cis/trans isomers ที่เป็นโมเลกุลต่างกัน

Dative covalent bond: lone pair จากอะตอมหนึ่งเข้าสู่ empty orbital ของอีกอะตอม เช่น NH3 + H+ → NH4+ (ammonium ion), H2O + H+ → H3O+ (hydronium ion)

Electronegativity และ Bond Polarity

Electronegativity คือความสามารถของอะตอมในการดึงดูด shared pair of electrons ใน covalent bond

• เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาใน period
• ลดลงจากบนลงล่างใน group
• F มี electronegativity สูงสุด (4.0)

ประเภทของ covalent bond:

• Nonpolar covalent: electronegativity ใกล้เคียงกัน → electron แบ่งเท่ากัน (เช่น H-H, Cl-Cl)
• Polar covalent: electronegativity ต่างกัน → electron เอียงไปด้านที่ electronegative กว่า → เกิด dipole (δ+ และ δ-)
• Ionic: electronegativity ต่างกันมาก → electron ถ่ายโอนทั้งหมด

ทั้งสามเป็น continuum ต่อเนื่องกัน ไม่มีเส้นแบ่งที่ชัดเจน

Polar vs Nonpolar molecules: โมเลกุลจะ polar ก็ต่อเมื่อ dipole ไม่หักล้างกัน เช่น H2O (bent, polar) และ CO2 (linear, nonpolar เพราะ dipole หักล้างกัน)

Intermolecular Forces

Intermolecular forces คือแรงดึงดูดที่อ่อนกว่า chemical bonds ระหว่างโมเลกุล ส่งผลต่อ boiling point และ melting point ของสาร

1. Dispersion forces (London forces)

• เกิดจาก temporary dipole ที่เกิดขึ้นเองตามกาลในโมเลกุล nonpolar
• ยิ่งโมเลกุลมี electron มาก (polarisable มาก) → dispersion force แรงขึ้น
• ตัวอย่าง: noble gases มี boiling point เพิ่มขึ้นตาม period (He < Ne < Ar < Kr < Xe) เพราะจำนวน electron เพิ่มขึ้น

2. Permanent dipole-dipole attractions

• เกิดระหว่างโมเลกุล polar ที่มี permanent dipole
• แรงกว่า dispersion forces
• โมเลกุล polar มีทั้ง dispersion force + dipole-dipole attraction → รวมเรียกว่า Van der Waals forces

3. Hydrogen bonds

• เกิดขึ้นเมื่อ H ที่ต่อกับ N, O หรือ F (electronegative มาก) ดึงดูดกับ lone pair ของ N, O หรือ F ของโมเลกุลข้างเคียง
• แรงกว่า dipole-dipole attractions ทั่วไปอย่างมีนัยสำคัญ
• ทำให้ H2O มี boiling point สูงผิดปกติ (100°C)
• มีบทบาทสำคัญใน DNA base pairing (A-T = 2 H-bonds, G-C = 3 H-bonds) และ protein secondary structure (alpha helix, beta sheet ล้วนใช้ C=O...H-N)

4. Halogen bonds

• คล้าย hydrogen bond แต่ใช้ halogen (Cl, Br, I) เป็น donor
• บริเวณ "sigma hole" ด้านหลัง C-X bond มีประจุ δ+ → ดึงดูดกับ lone pair ของโมเลกุลอื่น
• พบใน drug-protein complexes ช่วยยึดยาเข้ากับ target protein

เชื่อมโยงกับคลินิก: Prion Disease

Proteins เป็น biomolecules ขนาดใหญ่ที่ต้องพับ (fold) ให้ถูกรูปแบบโดยอาศัย hydrogen bonds, ionic bonds, dispersion forces และ covalent bonds (disulfide bridge) ร่วมกัน หาก folding ผิดพลาด → protein ทำงานผิดปกติ → Prion diseases เป็นตัวอย่างของโรค neurodegenerative ที่เกิดจาก protein misfolding