การจัดอิเล็กตรอนของอะตอม ( Electron Configuration )

                  การศึกษาเกี่ยวกับอะตอมมีความก้าวหน้าขึ้นตามลำดับ  สามารถคำนวณพลังงานของอิเล็กตรอนได้    จึงทราบว่าอิเล็กตรอนมีพลังงานไม่เท่ากัน  ฉะนั้นอิเล็กตรอนที่โคจรอยู่รอบ  ๆ  นิวเคลียส   จึงมีระยะห่างของวงโคจรไม่เท่ากัน    อิเล็กตรอนที่มีพลังงานต่ำจะโคจรอยู่ในระดับพลังงานต่ำใกล้นิวเคลียส   ในขณะที่อิเล็กตรอนที่มีพลังงานสูงขึ้นจะอยู่ในระดับพลังงานสูงซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียส ออกไปตามลำดับ 

                ถ้าเราให้พลังงานแก่อะตอมจะมีผลให้อนุภาคต่าง ๆ ในอะตอมมีพลังงานเพิ่มขึ้นด้วย  อนุภาคที่แสดงผลอย่างชัดเจนคืออิเล็กตรอน  อิเล็กตรอนแต่ละตัวในขณะที่อะตอมอยู่ในภาวะปกติมีพลังงานไม่ เท่ากัน  เมื่ออะตอมได้รับพลังงาน  อิเล็กตรอนทุกตัวก็ได้รับพลังงานด้วย  เมื่ออิเล็กตรอนมีพลังงานสูงขึ้น อย่างเพียงพอ  จะมีผลให้ย้ายขึ้นไปอยู่ในระดับพลังงานที่สูงกว่าเดิม  หรือกล่าวว่าเป็นการ เปลี่ยนจากภาวะ   ground  state  เป็น  excited state  แต่อิเล็กตรอนจะไม่หลุดออกไปจากอะตอมง่าย ๆ  เนื่องจากได้รับแรงดึงดูดจากโปรตอนในนิวเคลียส   แต่ถ้าให้พลังงานแก่อะตอมจนทำให้ อิเล็กตรอนมี พลังงานสูงมาก  จนถึงขั้นเอาชนะแรงดึงดูดที่ได้รับจากโปรตอนในนิวเคลียสแล้ว  อิเล็กตรอนก็จะหลุดออกจากอะตอมไป    เรียกพลังงานนี้ว่า  พลังงานไอออไนเซชัน ( Ionization  Energy , IE. )    เมื่อ อะตอมเสียอิเล็กตรอนไปจะกลายเป็นไอออนบวก    อิเล็กตรอนตัวแรกที่จะหลุดออกจากอะตอมไปได้ก่อนก็คือเวเลนซ์อิเล็กตรอนตัวที่มีพลังงานสูงที่สุดของอะตอมนั้น     

ตัวอย่าง  อลูมีเนียมมีอิเล็กตรอนทั้งหมด  13  ตัว    (₁₃Al)  จึงมีโอกาสเสียอิเล็กตรอนได้  13  ครั้ง  มีค่า  IE
               ได้ 13  ค่า  ตั้งแต่  IE₁  ถึง  IE₁₃    ดังสมการ

(ตัวที่ 1)   อิเล็กตรอนตัวนี้คือเวเลนซ์อิเล็กตรอนตัวที่มีพลังงานสูงสุด  (ค่า IE ต่ำที่สุด)
  Al(g)  +  IE₁   →  Al⁺(g)  +  e^-
Al(g)  +  0.58 MJ mol ^-1   →  Al⁺(g)  +  e^-

(ตัวที่ 2) 
Al⁺(g)  +  IE₂     →  Al²⁺(g)  +  e^- 
Al⁺(g)  +  1.82 MJ mol ^-1   →  Al²⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 3) 
Al²⁺(g)  +  IE₃   →  Al³⁺(g)  +  e^-
Al²⁺(g)  +  2.75 MJ mol ^-1   →  Al³⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 4) (ตัวที่ 4  ถึง  13  ให้เขียนเอง)
Al³⁺(g)  +  IE₄   →  Al⁴⁺(g)  +  e^- 
Al³⁺(g)  +  11.58 MJ mol ^-1   →  Al⁴⁺(g)  +  e^-    

(ตัวที่ 5)
Al⁴⁺(g)  +  IE₅    →  Al⁵⁺(g)  +  e^-
 Al⁴⁺(g)  +  14.83 MJ mol ^-1   →  Al⁵⁺(g)  +  e^-   

(ตัวที่ 6)
Al⁵⁺(g)  +  IE₆   →  Al⁶⁺(g)  +  e^-
Al⁵⁺(g)  +  18.38 MJ mol ^-1   →  Al⁶⁺(g)  +  e^-    

(ตัวที่ 7)
Al⁶⁺(g)  +  IE₇    →  Al⁷⁺(g)  +  e^-
Al⁶⁺(g)  +  23.30 MJ mol ^-1   →  Al⁷⁺(g)  +  e^-    

(ตัวที่ 8) 
Al⁷⁺(g)  +  IE₈   →  Al⁸⁺(g)  +  e^-
Al⁷⁺(g)  +  27.46 MJ mol ^-1  →  Al⁸⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 9) 
Al⁸⁺(g)  +  IE₉   →  Al⁹⁺(g)  +  e^-
Al⁸⁺(g)  +  31.90 MJ mol ^-1   →  Al⁹⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 10) 
Al⁹⁺(g)  +  IE₁₀   →  Al¹⁰⁺(g)  +  e^-
Al⁹⁺(g)  +  38.46 MJ mol ^-1   →  Al¹⁰⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 11)  
Al¹⁰⁺(g)  +  IE₁₁  →  Al¹¹⁺(g)  +  e^- 
Al¹⁰⁺(g)  +  42.66 MJ mol ^-1   →  Al¹¹⁺(g)  +  e^-     

(ตัวที่ 12) 
Al¹¹⁺(g)  +  IE₁₂     →  Al¹²⁺(g)  +  e^- 
  Al¹¹⁺(g)  +  201.08 MJ mol ^-1   →  Al¹²⁺(g)  +  e^- 

(ตัวที่ 13)  ;  ตัวที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด  มีพลังงานน้อยที่สุด (ค่า IE สูงที่สุด)
Al¹²⁺(g)  +  IE₁₃     →  Al¹³⁺(g)  +  e^-
Al¹²⁺(g)  +  222.32 MJ mol ^-1    →  Al¹³⁺(g)  +  e^- 

                ให้จินตนาการว่าอิเล็กตรอนทั้ง  13  ตัว ของ  Al  นั้น   ขณะอยู่ในภาวะปกติ (ground state) แต่ละตัวมีพลังงานไม่เท่ากัน  จึงโคจรอยู่ห่างจากนิวเคลียสไม่เท่ากันด้วย    อิเล็กตรอนที่มีพลังงาน มากจะอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนที่มีพลังงานน้อย  อิเล็กตรอนที่อยู่นอกสุด  เรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน (valence clectron)  เป็นอิเล็กตรอนที่มีพลังงานมากที่สุดของอะตอม   เมื่อให้ พลังงานแก่อะตอม  จะทำให้อิเล็กตรอนทุกตัวมีพลังงานเพิ่มขึ้น (excited state)  พวกที่มีพลังงานมากอยู่แล้วก็จะยิ่งมีพลังงานมากขึ้นอีก  ในที่สุดเวเลนซ์อิเล็กตรอนซึ่งมีพลังงานมากกว่าตัวอื่น ๆ อยู่ ก่อนแล้ว  ก็จะมีพลังงานมากจนเอาชนะแรงดึงดูดจากโปรตอนได้ มีผลให้หลุดออกจากอะตอมไปเป็นตัวแรก  พลังงานที่ใช้เรียกว่า  IE₁   ถ้าเปรียบเทียบกับ  IE  ที่เหลืออีก  12  ค่า  IE₁  จะมีค่าต่ำที่สุด    ในขณะที่  IE  ลำดับต่อ ๆ ไปจะมีค่าสูงขึ้น  และ  IE₁₃  ซึ่งหมายถึงพลังงานที่ทำให้อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายหลุดออกไปจากอะตอมของ  Al  จะมีค่าสูงสุดในบรรดา  IE  ทั้งหมดของ  Al  เนื่องจาก อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายเป็นอิเล็กตรอนตัวที่มีพลังงานที่ต่ำที่สุด (อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด)  จึงต้องใช้พลังงานมากมากที่สุด   จึงจะช่วยให้หลุดออกจากอะตอมไปได้    ธาตุอื่น ๆ  ก็มีรูปแบบทำนองเดียวกัน นี้  ค่า  IE  ทั้ง  13  ค่าของ  Al  เมื่อนำมาเรียงลำดับจะเป็นดังตาราง  ต่อไปนี้

สังเกตให้ดีจะเห็นว่าการเพิ่มขึ้นของค่า   IE₁  ถึง  IE₁₃  จะมีบางช่วงมีค่าห่างกันมากอย่างผิดสังเกต  ได้แก่ระหว่าง  IE₃  กับ  IE₄  และระหว่าง   IE₁₁  กับ  IE₁₂   ข้อมูลนี้ให้จินตนาการว่า อิเล็กตรอนชุดใดมีค่า  IE  ใกล้เคียงกันแสดงว่าเป็นอิเล็กตรอนกลุ่มเดียวกัน  โคจรอยู่รอบนิวเคลียสในระดับพลังงาน (shell , energy level) เดียวกัน  หรืออยู่ห่างจากนิวเคลียสเท่า ๆ กัน   ช่วงที่มีค่า  IE  ต่างกันมากอย่างผิดสังเกตจะเป็นช่องว่างระหว่างระดับพลังงานของอิเล็กตรอนแต่ละกลุ่ม  จากกรณีของ  Al  สามารถแบ่งกลุ่มอิเล็กตรอนทั้ง  13  ตัว  ตามระดับพลังงานออกเป็น  3  กลุ่ม  คือ 

                กลุ่มที่  1  มีอิเล็กตรอน  3  ตัว  ดูจากค่า  IE₁  ถึง  IE₃  มีค่าใกล้เคียงกัน  อิเล็กตรอนกลุ่มนี้ เป็นอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดของ  Al  (n=3)  เรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence  electron) เป็น อิเล็กตรอนกลุ่มที่มีพลังงานมากที่สุด 
                กลุ่มที่  2  มีอิเล็กตรอน  8  ตัว  ดูจากค่า  IE₄  ถึง  IE₁₁  มีค่าใกล้เคียงกัน  อิเล็กตรอนกลุ่มนี้อยู่ถัดจากอิเล็กตรอนกลุ่มแรกเข้ามา (n=2)
                กลุ่มที่  3  มีอิเล็กตรอน  2  ตัว  ดูจากค่า  IE₁₂  ถึง  IE₁₃  มีค่าใกล้เคียงกัน  อิเล็กตรอนกลุ่มนี้อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุด (n=1)  เป็นอิเล็กตรอนที่มีพลังงานน้อยที่สุด

                สำหรับโปรตอนกับนิวตรอนจะรวมกันเป็นนิวเคลียสของอะตอม
                อะตอมของ  Al  เมื่อเขียนแสดงด้วยแบบจำลองอะตอมของโบห์ร  จะเป็นดังนี้

พิจารณาค่า  IE  ของธาตุอื่น ๆ  ดังตาราง

ระดับพลังงานย่อย (subshell , subenergy level)

พบว่าอิเล็กตรอนแต่ละตัวที่อยู่ในระดับพลังงาน  ( Shell )  เดียวกัน จะมีพลังงานไม่เท่ากัน  จึงมีการจัดเป็นกลุ่มย่อยเรียกว่าระดับพลังงานย่อย ( subshell)   มีชื่อว่า  s  p  d   f  (g  h  i  แต่ขณะ นี้ยังไม่พบ)  โดยแต่ละ  subshell  จะมีอิเล็กตรอนได้สูงสุดไม่เท่ากัน  ดังนี้

จำนวนอิเล็กตรอนของแต่ละระดับพลังงานย่อย (subshell , sublevel)

**  สังเกต  จำนวนอิเล็กตรอนของระดับพลังงานย่อยจะเพิ่มขึ้นระดับละ  4  ตัว

แต่ละ shell  จะประกอบด้วย  subshell  ต่าง ๆ  ที่พบแล้วมีดังนี้  (ตั้งแต่ n = 5  มี subshell  อื่นที่ได้จากการคำนวณ   แต่ยังไม่พบว่ามีอยู่จริง , แสดงอยูในวงเล็บ)

ระดับพลังงาน   n = 1 หรือ K มีระดับพลังงานย่อย   1   ระดับคือ s เรียกว่า  1s
ระดับพลังงาน   n = 2 หรือ L มีระดับพลังงานย่อย   2   ระดับคือ s,p เรียกว่า  2s  2p
ระดับพลังงาน   n = 3 หรือ M มีระดับพลังงานย่อย   3   ระดับคือ s,p,d  เรียกว่า  3s  3p  3d
ระดับพลังงาน   n = 4 หรือ N มีระดับพลังงานย่อย   4   ระดับคือ s,p,d,f  เรียกว่า  4s  4p  4d  4f
ระดับพลังงาน   n = 5 หรือ O มีระดับพลังงานย่อย   4   ระดับคือ s,p,d,f  เรียกว่า  5s  5p  5d  5f (5g)
ระดับพลังงาน   n = 6 หรือ P มีระดับพลังงานย่อย   3   ระดับคือ s,p,d  เรียกว่า    6s  6p  6d (6f  6g  6h)
ระดับพลังงาน   n = 7 หรือ L มีระดับพลังงานย่อย   2   ระดับคือ s,p เรียกว่า        7s  7p (7d  7f  7g  7h  7i)

      แผนผังแสดงระดับพลังงาน (shell) และระดับพลังงานย่อย (subshell) ตามที่มีจริง
 

ระดับพลังงาน n = 1 เป็นระดับที่มีพลังงานต่ำที่สุดและอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุด  ระดับพลังงาน
  n = 2 , n = 3 , n = 4 , n = 5 , n = 6 , n = 7  จะอยู่ห่างจากนิวเคลียสออกไปตามลำดับและมีพลังงานสูงขึ้นตามลำดับด้วย  แต่พบว่าอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานย่อย (subshell ,sublevel) บาง ระดับ  จะมีพลังงานเหลื่อมล้ำกัน   คือบางระดับพลังงานย่อย (subshell) ของระดับพลังงาน (energy level , shell) ที่สูงกว่า  แต่มีพลังงานต่ำกว่าบางระดับพลังงานย่อย (sublevel , subshell) ของระดับ พลังงาน (energy level,shell) ที่ต่ำกว่า  เช่น  4s  มีพลังงานต่ำกว่า  3d  ความเหลื่อมดังกล่าวแสดงได้ดังแผนภาพต่อไปนี้

                การเรียงลำดับของ  subshell  ตามระดับพลังงานในแผนผังด้านบนนี้  รวม  subshell  ที่ยังไม่พบอยู่ด้วย  แต่ถ้าตัด  subshell  ที่ยังไม่พบออกไป  จะเป็นดังนี้

เมื่อเรียงลำดับของ  subshell  จากพลังงานต่ำไปสูง  จะเป็นดังนี้

ออร์บิทัล (orbital)

                ในการจัดอิเล็กตรอนนั้นพบว่าในที่สุดแล้วอิเล็กตรอนจะอยู่กันเป็นคู่ ๆ ณ บริเวณใดบริเวณหนึ่งรอบ ๆ นิวเคลียสทั้ง  3  มิติ  เรียกพื้นที่ซึ่งอิเล็กตรอนแต่ละคู่อยู่ร่วมกันว่า ออร์บิทัล (orbital)  แต่ละ  subshell  จะมีจำนวนออร์บิทัลได้สูงสุดดังนี้

*  การเขียนแสดงออร์บิทัล  มีหลายแบบ   (คลิ้ก ชมได้) 

หลักการจัดอิเล็กตรอนอะตอม

  บรรจุอิเล็กตรอนได้ออร์บิทัลละ  2  ตัว  จึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ทั้งหมดไม่เกิน  6  ตัว  ให้ถือว่าอิเล็กตรอนทั้ง  6  ตัว  มีพลังงานเท่ากัน   

 
                                                                              (คลิ้ก  ชมลักษณะการจัดอิเล็กตรอนลงในออริบิทัลตามกฏของอาฟบาว)

2.  หลักการกีดกันของเพาลี (Pauli's Exclusion Principle ค.ศ.1925  พ.ศ. 2468 )  กล่าวว่า  แต่ละออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเพียง  2 ตัว ( 1 คู่)  โดยอิเล็กตรอนดังกล่าว จะมีเลขค วอนตัมเหมือนกัน 3 ค่า  คือเลขควอนตัมหลัก (Principle quantum number)  เลขควอนตัมออร์บิทัล (orbital quantum number) และเลขควอนตัมแม่เหล็ก (magnetic quantum number)   ต่างกัน  1  ค่า  คือเลขควอนตัมสปิน (spin quantum number) คือการหมุนรอบตัวเองไม่เหมือนกัน  ตัวหนึ่งหมุนตามเข็มนาฬิกา  ขณะที่อีกตัวหนึ่งหมุนทวนเข็มนาฬิกา    ให้ใช้     แทนออร์บิทัล    ใช้ลูก ศรแทนอิเล็กตรอนในออร์บิทัล   ถ้ามีอิเล็กตรอน  1  ตัว  เขียนแสดงดังนี้    หรือ    หัวลูกศรแสดงทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอน    ลูกศรชี้ขึ้นคือการหมุนตามเข็มนาฬิกา  ลูกศรชี้ลงคือการ หมุนทวนเข็ม นาฬิกา  ถ้าที่มีอิเล็กตรอนเต็มออร์บิทัลคือมี  2  ตัว   เขียนแสดงดังนี้     หรือ   ถ้าเขียนดังนี้     หรือดังนี้     จะไม่สอดคล้องกับหลักการกีดกันของเพาลี    (เรื่องเลข ควอนตัมอยู่ตอนท้ายของบทนี้)

*  The Pauli Exclusion Principle states that no two electrons can have the same four quantum numbers. The first three may be similar but the four quantum number must be different. We are aware that in one orbital a maximum of two electrons can be found and the two electrons must have opposing spins. That means one would spin up ( +1/2) and the other would spin down (-1/2)

ตัวอย่าง  ธาตุฮีเลียมมีอิเล็กตรอน  2  ตัว  บรรจุในออร์บิทัล  1s  ;  He    อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะมีเลขควอนตัมทั้ง  4  ค่า  ดังนี้  

                 3.  หลักของฮุนด์  (Hund's rule, 1927 พ.ศ. 2470)   การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ  จะบรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว ๆ ก่อน  จากนั้นจึงบรรจุเป็นคู่    ขณะที่บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยว  อิเล็กตรอน แต่ละตัวจะมีทิศทางในการหมุนทางเดียวกัน ( Hund's rule: every orbital in a subshell is singly occupied with one electron before any one orbital is doubly occupied, and all electrons in singly occupied orbitals have the same spin. )  อาจเรียกการบรรจุอิเล็กตรอนแบบเดี่ยวว่า การบรรจุครึ่ง (half  filled)   เรียกการบรรจุอิเล็กตรอนเป็นคู่ว่าบรรจุเต็ม (full filled)    อิเล็กตรอนในออร์บิทัลเดียวกันมีพลังงานเท่ากัน   ดังตัวอย่าง

                พิจารณาอะตอมของไฮโดรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอน   1   ตัว  เมื่ออะตอมอยู่ในภาวะพื้น (ground state)อิเล็กตรอนจะอยู่ใน  1s–orbital   เป็นการบรรจุครึ่ง  ดังแผนภาพ

                พิจารณาอะตอมของฮีเลียมซึ่งมีอิเล็กตรอน   2   ตัว  เมื่ออะตอมอยู่ในภาวะพื้น (ground state)อิเล็กตรอนทั้ง  2  ตัวจะอยู่ใน  1s–orbital   เป็นการบรรจุเต็ม    ดังแผนภาพ

ตัวอย่าง      ถ้ามีอิเล็กตรอน  1  ตัว  ใน 2p  orbital  จะบรรจุอิเล็กตรอนดังนี้    

                                                                                               (คลิ้ก  อ่านเพิ่มเติม ) (คลิ้ก ชมการจัดเต็ม-จัดครึ่ง) 

(คลิ้ก ชมการจัดอิเล็กตรอนใน ออร์บิทัล s )  (คลิ้ก ชมการจัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัล p)
(คลิ้ก  ชมการจัดอิเล็กตรอนในทุก ๆ ออร์บิทัล )

 
การจัดอิเล็กตรอนของธาตุที่มีเลขเชิงอะตอมตั้งแต่  1  ถึง  20  เป็นดังนี้
 

 ** อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสูงสุดหรือชั้นนอกสุดของอะตอม  เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (valence electron)   เป็นอิเล็กตรอนที่มีความสำคัญมาก  เพราะจะเป็นตัวแสดงสมบัติทางเคมี ของอะตอมนั้น ๆ   พบว่าธาตุต่างชนิดที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน  จะมีสมบัติทางเคมีคล้ายกัน   เช่น  Li  Na  K

จะเห็นได้ว่าทั้ง  3  ธาตุมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  1    ฉะนั้นธาตุทั้ง  3  ชนิดนี้มีสมบัติทางเคมีคล้ายกัน  ได้แก่เป็นโลหะ  ทำปฏิกิริยากับน้ำและออกซิเจนได้เหมือนกันแต่ความรุนแรงไม่เท่ากัน  ถ้าดูจากตารางธาตุจะเห็นว่าจัดเอาไว้ในหมู่เดียวกันคือหมู่  1A  (คลิ้ก ดูตารางธาตุ)

                แต่อย่างไรก็ตามพบว่าธาตุบางธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนในบาง subshell ไม่เป็นไปตามหลักการของนักวิทยาศาสตร์ทั้ง  3  คน  อย่างสมบูรณ์ แบบ  เช่น  ₂₄Cr ( มีเลขเชิงอะตอม  24 )   ₂₉Cu  (มีเลขเชิงอะตอม  29)  การจัดอิเล็กตรอนใน  subshell  4s  ไม่เป็นไปตามกฎของอาฟบาว  คือใน subshell  ที่มีพลังงานต่ำกว่ายังไม่เต็มแต่มีการบรรจุอิเล็กตรอนใน subshell 3d  ที่พลังงานสูงกว่า  ดัง รูป

แต่อย่างไรก็ตามพบว่าธาตุบางธาตุที่มีการบรรจุอิเล็กตรอนในบาง subshell ไม่เป็นไปตามหลักการของนักวิทยาศาสตร์ทั้ง  3  คน  อย่างสมบูรณ์ แบบ  เช่น  ₂₄Cr ( มีเลขเชิงอะตอม  24 )   ₂₉Cu  (มีเลขเชิงอะตอม  29)  การจัดอิเล็กตรอนใน  subshell  4s  ไม่เป็นไปตามกฎของอาฟบาว  คือใน subshell  ที่มีพลังงานต่ำกว่ายังไม่เต็มแต่มีการบรรจุอิเล็กตรอนใน subshell 3d  ที่พลังงานสูงกว่า  ดัง รูป

•     กรณีนี้ไม่เป็นไปตามกฎของอาฟบาวเช่นกัน  เพราะอิเล็กตรอนที่ระดับพลังงาน  4s  ซึ่งมีพลังงานต่ำกว่ายังไม่เต็ม  แต่จัดอิเล็กตรอนที่เหลือลงใน  3d  ซึ่งมีพลังงานสูงกว่า  แต่เป็นไปตามกฎของเพาลี (กฎของเพาลีกล่าวว่าในแต่ละออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 ตัว)      และกฎของฮุน (กฎของฮุนกล่าวว่าการจัดอิเล็กตรอนแบบจัดเต็มหรือจัดครึ่งเป็นแบบที่ทำให้อะตอมเสถียรที่สุด)     
  จะเห็นว่าเป็นการจัดครึ่งใน  4s  และจัดเต็มใน  3d  

การเขียนแสดงการจัดอิเล็กตรอนของธาตุ 

            ในการเขียนแสดงการจัดอิเล็กตรอนของธาตุต่าง ๆ  เขียนได้หลายแบบ  เช่น  การจัดอิเล็กตรอนของ₂₄Cr  สามารถเขียนแสดงได้ดังนี้  ดังนี้

          แบบที่ 1           ₂₄Cr ;  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶   4s¹ 3d⁵   
             เป็นการเรียงลำดับจากพลังงานต่ำไปสูงของ  subshell  ตามการเหลื่อมของพลังงาน  ( 4s  พลังงานต่ำกว่า  3d  จึงเขียน   4s  ก่อน  3d ) 
                                                                          
   แบบที่  2        ₂₄Cr ;  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶  3d⁵  4s¹
              เป็นการเรียงลำดับตาม subshell จากต่ำไปสูง  โดยไม่เป็นไปตามการเหลื่อมของพลังงาน  สังเกตว่าเขียน  subshell  ทั้งหมดของ  shell  หรือ  energy level  เดียวกันเอาไว้ด้วยกัน

    แบบที่  3       ₂₄Cr   2 , 8 , 13 , 1 
                เป็นการเขียนโดยรวมอิเล็กตรอนของแต่ละ  subshell  หรือ  subenergy level  ของแต่ละ  shell  หรือ  energy level   เข้าด้วยกัน

   แบบที่  4  เขียนแสดงด้วย orbitals  เป็นการแสดงให้เห็นว่าอิเล็กตรอนแต่ละตัวถูกจัดไว้ที่ใด  เป็นดังนี้ 

อาจสลับที่ระหว่าง  4s¹  กับ  3d⁵  ก็ได้  ดังรูป

กรณีของ ₂₉Cu  จะเป็นดังนี้
                              ₂₉Cu ; 1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶   4s¹  3d¹⁰     
 
           หรือ ₂₉Cu ;  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁶  3d¹⁰  4s¹         

          หรือ  ₂₉Cu ;  2 , 8 , 18 , 1

อาจสลับที่ระหว่าง  4s¹  กับ  3d¹⁰  ก็ได้  ดังรูป

การจัดอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุต่าง ๆ  จะมีรูปแบบโดยรวมคล้ายกัน คือจัดให้อิเล็กตรอนที่มีพลังงานต่ำสุดบรรจุไว้ในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดก่อน (หลักของอาฟบาว)  คือที่ 1s  จากนั้นถ้ายังมีอิเล็กตรอนเหลืออยู่  จึงบรรจุในออร์บิทัลของระดับพลังงานย่อย (subshell, sublevel) ที่มีพลังงานสูงขึ้นคือ  2s …  ต่อไปจนหมด 
แต่เนื่องจากมีความเหลื่อมล้ำของระดับพลังงานย่อยดังได้กล่าวมาแล้ว  จึงมีการคิดแผนผังแสดงลำดับในการจัดอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานของของ  subshell  ในอะตอมต่าง ๆ จากพลังงานต่ำไปสูงทำให้เกิดความสะดวกและป้องกันความสับสน  แผนผังดังกล่าวมีหลายแบบ  เช่น

 

การบรรจุอิเล็กตรอนให้เริ่มต้นที่  1s เรียงลำดับไปตามแนวลูกศรจนกว่าจะหมด
                         (คลิ้ก  ชมการจัดอิเล็กตรอนของ ₂₈Ni แสดงใน orbital) 

ตัวอย่าง  การจัดอิเล็กตรอนของ   ₁₁Na   เป็นดังนี้
                 11Na  มีอิเล็กตรอน 11  ตัว  จัดอิเล็กตรอนใน  subshells ตามลำดับดังนี้

1.  แสดงในรูป  subshell  หรือ subenergy level   ₁₁Na  ;  1s²  2s²  2p⁶  3s¹    
2. แสดงในรูป shell  หรือ  energy level  ₁₁Na  2   8   1  (มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 1 )
3.  แสดงในรูป  orbitals  ดังนี้  

(อ่านต่อ ตอนที่ 10)

Size : 53.28 KBs Upload : 2015-04-08 07:29:02

ติชม กำลังแสดงหน้า 1/0 << 1 >>

ต้องการให้คะแนนบทความนี้่ ? 0 คะแนนโหวด สร้างโดย : K-Me สถานะ : ผู้ใช้ทั่วไป วิทยาศาสตร์