การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

กระทู้สนทนา

วิทยาศาสตร์ อิเล็กตรอน (Electron) โครงสร้างอะตอม (Atomic Structure) เคมี อะตอม (Atom)

นิลส์ เฮนเรก เตวิด โปร์ เป็นนักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์กที่มีส่วนสนับสนุนพื้นฐานเพื่อความเข้าใจในโครงสร้างอะตอมและทฤษฎีควอนตัม ซึ่งทำให้เขาได้รับรางวัลโนเบลสาขาฟิสิกส์ใน ค.ศ. 1922 โปร์ยังเป็นนักปรัชญาและสนับสนุนงานวิจัยวิทยาศาสตร์

โปร์พัฒนาแบบจำลองของโปร์สำหรับอะตอม ซึ่งเขาเสนอว่าระดับพลังงานของอิเล็กตรอนไม่ต่อเนื่องและมันยังคงโคจรรอบนิวเคลียสของอะตอม แต่สามารถกระโดดขึ้นจากชั้นพลังงานหนึ่ง (หรือวงโคจร) ไปยังอีกอัน

แบบจำลองอะตอมของ นิลส์ โปร์ มีลักษณะเป็นนิวเคลียสอยู่ตรงกลาง และมีอิเล็กตรอนล้อมรอบ มีลักษณะคล้ายระบบสุริยะ

แบ่งอิเล็กตรอน ออกเป็นชั้นๆ ประกอบด้วย

ชั้น n = 1 เรียกว่า K

ชั้น n = 2 เรียกว่า L

ชั้น n = 3 เรียกว่า M

ชั้น n = 4 เรียกว่า N

ชั้น n = 5 เรียกว่า O

ชั้น n = 6 เรียกว่า P

ชั้น n = 7 เรียกว่า Q

แต่ปัจจุบันอะตอมมีลีกษณะเป็นกลุ่มหมอก

^{บริเวณใกล้นิวเคลียสจะมีโอกาสเห็น e มากกว่า}

จำนวนอิเล็กตรอนที่มีได้มากที่สุดในแต่ละระดับพลังงาน = 2n²

เมื่อ n แทนลำดับพลังงาน (มีค่า = 1, 2, 3, …..ตามลำดับ)

ระดับพลังงาน  n = 1   มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 2 ตัว
ระดับพลังงาน  n = 2   มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 8 ตัว
ระดับพลังงาน  n = 3   มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 18 ตัว
ระดับพลังงาน  n = 4   มีจำนวนอิเล็กตรอนได้มากที่สุด = 32 ตัว

แต่สูตรการหาจำนวนอิเล็กตรอนดังกล่าวใช้ใด้กับระดับพลังงาน n = 1 ถึง  4 เท่านั้น เพราะในระดับพลังงานต่อ ๆ ไปจะมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 32 นอกจากนั้นการศึกษาค่าพลังงานไอออไนเซชัน โดยเรียก อิเล็กตรอนวงนอกสุดว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน

หลักการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก

1. ให้จัดอิเล็กตรอนทั้งหมด โดยเรียงจำนวนตามขั้นบันไดขึ้นด้านบน

2. เมื่อไม่สามารถจัดอิเล็กตรอนขั้นถัดไป ให้จัดอิเล็กตรอนในบันไดขั้นเดิมได้ 1 ครั้งหรือขั้นที่ลดลงมา   โดยอิเล็กตรอนหลักสุดท้ายจะต้องมีจำนวนอิเล็กตรอนไม่เกิน 8 ตัว เสมอ

แต่ธาตุทรานซิชันจะมีหลักการจัดอีกแบบหนึ่ง

ต่อมาการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ทำให้แต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนมากจึงเกิดปัญหาว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันได้อย่างไร ทำไมจึงไม่ผลักกัน เพื่อแก้ปัญหาดังกล่าว นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเกี่ยวกับระดับพลังงานย่อยเพื่อกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลัก เข้าสู่ระดับพลังงานย่อย โดยอาศัยรูปแบบโคจรของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นเกณฑ์ในการแบ่งอิเล็กตรอนเป็นกลุ่มย่อย ๆ และเรียกรูปแบบวงโคจรนี้ว่าออร์บิทัล (Orbital) โดย 1 ออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยมี 4 ระดับ คือ s, p, d, f

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต้องอาศัยหลักการต่าง ๆ ดังนี้

1. หลักกีดกันของเพาลี ในการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลซึ่งจะเขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ ส่วนอิเล็กตรอนจะใช้ลูกศร เช่น ↑ สำหรับสปินขึ้น และ ↓ สำหรับสปินลง ถ้าออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนอยู่เต็มจะเขียนแทนด้วยรูปภาพ ↥⤓ เรียกอิเล็กตรอนทั้งสองว่า อิเล็กตรอนคู่ ถ้ามีอิเล็กตรอนเพียงครึ่งหนึ่ง นิยมเขียนเป็นสปินขึ้น ↥ และเรียกว่า อิเล็กตรอนเดี่ยว

2. กฎของฮุนด์กล่าวว่า “ลักษณะที่ทำให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้” ถ้าทุกๆ ออร์บิทัลในระดับพลังงานเดียวกันนั้น มีอิเล็กตรอนอยู่เต็ม (2 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) เรียกว่าเป็น การบรรจุเต็ม (full-filled configuration) แต่ถ้ามีอิเล็กตรอนอยู่เพียงครึ่งเดียว (1 อิเล็กตรอนต่อ 1 ออร์บิทัล) เหมือนกันหมด เราเรียกว่าเป็น การบรรจุครึ่ง (half-filled configuration)

3. หลักอาฟบาว กล่าวว่า การบรรจุอิเล็กตรอนลงในแต่ละออร์บิทัลจะต้องบรรจุลงในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดก่อน แล้วจึงบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลถัดไปที่มีพลังงานสูงขึ้นตามระดับพลังงานต่ำไปสูง

แต่อิเล็กตรอนบางตัวในออร์บิทัลจะมีพลังงานสูงกว่าอิเล็กตรอนในชั้นที่สูงกว่า ต้องเรียงลำดับตามแผนภาพดังนี้