บทที่2
อะตอมและสมบัติของธาตุ
2.3.การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม
อิเล็กตรอนในอะตอมที่อยู่ ณ ระดับพลังงาน (energy
levels หรือ shell) จะมีพลังงานจำนวนหนึ่ง
ส้าหรับอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานน้อยกว่าพวกที่อยู่ไกลออกไป
ยิ่งอยู่ไกลมากยิ่งมีพลังงานมากขึ้น โดยกำหนดระดับพลังงานหลักให้เป็น n ซึ่ง
n เป็นจ้านวนเต็มคือ 1, 2, … หรือตัวอักษรเรียงกันดังนี้
คือ K, L, M, N, O, P, Q ตามล้าดับ เมื่อ n = 1
จะเป็นระดับพลังงานต่ำสุด หมายความว่า
จะต้องใช้พลังงานมากที่สุดที่จะดึงเอาอิเล็กตรอนนั้นออกจากอะตอมได้
จำนวนอิเล็กตรอนที่จะมีได้ในแต่ละระดับพลังงานหลักต้องเท่ากับหรือไม่เกิน 2n2
และจำนวนอิเล็กตรอนในระดับนอกสุดจะต้องไม่เกิน 8
เช่น
ระดับพลังงานที่หนึ่ง n = 1 (shell K) ปริมาณอิเล็กตรอนที่ควรมีอยู่
= 2(1)2 = 2
ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(2)2 = 8
ระดับพลังงานที่สาม (n = 3) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(3)2 = 18
ระดับพลังงานที่สี่ (n = 4) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(4)2 = 32
ระดับพลังงานที่ห้า (n = 5) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(5)2 = 50
ระดับพลังงานที่หก (n = 6) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(6)2 = 72
ระดับพลังงานที่เจ็ด (n = 7) ปริมาณอิเล็กตรอนสูงสุดที่ควรมีได้
= 2(7)2 = 98
จากการศึกษาสเปกตรัมของธาตุต่างๆ
พบว่าในระดับพลังงานหลัก (n) ยังประกอบด้วยระดับพลังงานย่อยหรือเรียกว่า
ซับเซลล์ (sub-levels หรือ sub-shells) โดยกำหนดเป็นสัญลักษณ์คือ
s p d และ f ซึ่งในแต่ละระดับพลังงานย่อยจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เท่ากันและมีพลังงานไม่เท่ากัน
กล่าวคือ ระดับพลังงานย่อย s มีพลังงานต่ำกว่า p ต่ำกว่า
d ต่ำกว่า f ตามล้าดับ
ในระดับพลังงานย่อยยังประกอบด้วยออร์บิทัล (orbital) ซึ่งในแต่ละออร์บิทัลมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน
2 อิเล็กตรอน ดังนี้
ระดับพลังงานย่อย s มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน
2 อิเล็กตรอน มี 1 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย p มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน
6 อิเล็กตรอน มี 3 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย d มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน
10 อิเล็กตรอน มี 5 ออร์บิทัล
ระดับพลังงานย่อย f มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน
14 อิเล็กตรอน มี 7 ออร์บิทัล
ภายในระดับพลังงานหลักอันเดียวกันจะประกอบด้วยพลังงานย่อยเรียงล้าดับจากพลังงานต่้าไปสูง
คือ จาก s ไป p d และ f เช่น
3p สูงกว่า 3s ซึ่งเมื่อนำมาเรียงลำดับกันแล้ว
พบว่ามีเฉพาะ 2 ระดับพลังงานแรกคือ n = 1 และ n = 2
เท่านั้น ที่มีพลังงานเรียงลำดับกัน แต่พอขึ้นระดับพลังงาน n = 3
เริ่มมีการซ้อนเกยกันของระดับพลังงานย่อย ดังรูป
จากการศึกษาพบว่ากรณีของอะตอมที่มีหลายอิเล็กตรอนนั้นระดับพลังงานของ
3d จะใกล้กับ 4s มาก
และพบว่า ถ้าบรรจุอิเล็กตรอนใน 4s ก่อน 3d พลังงานรวมของอะตอมจะต่ำ
และอะตอมจะเสถียรกว่า ดังนั้นในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลแบบที่เสถียรที่สุด
คือการจัดตามระดับพลังงานที่ต่ำที่สุดก่อนทั้งในระดับพลังงานหลักและย่อย
ซึ่งวิธีการจัดอิเล็กตรอนสามารถพิจารณาตามลูกศรในรูปที่ 1.8 โดยเรียงลำดับได้เป็น
1s 2s 2p 3s
3p 4s 3d 4p
5s 4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p
ในการจัดอิเล็กตรอนอาจเขียนเป็นแผนภาพออร์บิทัลซึ่งแสดงสปินของอิเล็กตรอนด้วย
ดังตัวอย่าง C มี z = 6 มีโครงแบบ
ในการบรรจุอิเล็กตรอนหรือการจัดเรียงอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลจะต้องยึดหลักในการบรรจุอิเล็กตรอนของอะตอมหนึ่งๆ
ลงในออร์บิทัลที่เหมาะสมตามหลักดังต่อไปนี้
1) หลักของเพาลี (Pauli exclusion
principle) กล่าวว่า “ไม่มีอิเล็กตรอนคู่หนึ่งคู่ใดในอะตอมที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่เหมือนกันทุกประการ”
นั่นคืออิเล็กตรอนคู่หนึ่งในออร์บิทัลจะมีค่า n, ℓ, mℓ เหมือนกันได้
แต่ต่างกันที่สปิน
2) หลักของเอาฟ์บาว (Aufbau principle) มีวิธีการดังนี้
2.1) สัญลักษณ์วงกลม O, หรือ
_ แทน ออร์บิทัล
ลูกศร ↑↓ แทน
อิเล็กตรอน 1 ตัว ที่สปิน ขึ้น-ลง
↑↓ เรียกว่า อิเล็กตรอนคู่ (paired
electron)
↑ เรียกว่าอิเล็กตรอนเดี่ยว
(single electron)
2.2)
บรรจุอิเล็กตรอนเข้าไปในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานต่ำจนครบจำนวนก่อน ดังรูปที่
1.1
3) กฎของฮุนด์ (Hund’s rule) กล่าวว่า
“การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน
(degenerate orbital) จะบรรจุในลักษณะที่ท้าให้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวมากที่สุดเท่าที่จะมากได้”
ออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานมากกว่า 1 เช่น ออรฺบิทัล p และ
d เป็นต้น
4) การบรรจุเต็ม (filled configuration)
เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน แบบเต็ม
ครบ 2 ตัว ส่วนการบรรจุครึ่ง (half- filled configuration) เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลแบบครึ่งหรือเพียง
1 ตัว เท่านั้น ซึ่งการบรรจุทั้งสองแบบ (ของเวเลนซ์อิเล็กตรอน)
จะทำให้มีความเสถียรมากกว่าตัวอย่างการบรรจุเต็ม เช่น
ที่มา : https://boonmawong.wordpress.com
ไม่มีความคิดเห็น:
แสดงความคิดเห็น