เคมีโครงสร้างอะตอม-การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงาน

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

รูปที่ 1.1 ออร์บิทัล (orbital)
ที่มา : http://www.satriwit3.ac.th/external_newsblog.php?links=1249

เช่น ตารางที่ 1.1 การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลักของธาตุต่างๆ

จากการศึกษาสเปกตรัมของธาตุต่างๆ พบว่าในระดับพลังงานหลัก (n) ยังประกอบด้วยระดับพลังงานย่อยหรือเรียกว่า ซับเซลล์ (sub-levels หรือ sub-shells) โดยก้าหนดเป็นสัญลักษณ์คือ 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

รูปที่ 1.2 แสดงระดับพลังงานในอะตอม
ที่มา : http://www.elecnet.chandra.ac.th/learn/courses/ELTC2103/energyband.html

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

รูปที่ 1.3 แสดงลำดับการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัล
ที่มา : http://www.scimath.org/index.php/socialnetwork/viewbulletin/1189

ในการจัดอิเล็กตรอนอาจเขียนเป็นแผนภาพออร์บิทัลซึ่งแสดงสปินของอิเล็กตรอนด้วย ดังตัวอย่าง C มี z = 6 มีโครงแบบอิเล็กตรอนเป็น 1s2 2s2 2p2 ซึ่งการจัดแสดงสปินของอิเล็กตรอนแสดงในตารางที่ 1.1
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

รูปที่ 1.4 โครงแบบอิเล็กตรอน (แบบสัญลักษณ์) ของธาตุ
ที่มา : http://www.vcharkarn.com/lesson/view.php?id=1168

4) การบรรจุเต็ม (filled configuration) เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน แบบเต็ม ครบ 2 ตัว ส่วนการบรรจุครึ่ง (half- filled configuration) เป็นการบรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลแบบครึ่งหรือเพียง 1 ตัว เท่านั้น ซึ่งการบรรจุทั้งสองแบบ (ของเวเลนซ์อิเล็กตรอน) จะทำให้มีความเสถียรมากกว่าตัวอย่างการบรรจุเต็ม เช่น

รูปที่ 1.5 การบรรจุอิเล็กตรอนในออรืบิทัลแบบเต็ม
ที่มา : http://www.satriwit3.ac.th/external_newsblog.php?links=1249

ตัวอย่างการจัดอิเล็กตรอนของธาตุเลขอะตอม 1 ถึง 18

รูปที่ 1.6 การจัดอิเล็กตรอนของธาตุเลขอะตอม 1 ถึง 18
ที่มา : http://atomand.blogspot.com/p/1.html

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย

จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้

1s    2s   2p  3s   3p  4s  3d  4p   5s   4d    5p   6s   4f    5d   6p    7s

1.จัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต่าง ๆ จะต้องจัดเข้าในระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดก่อนแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานสูงขึ้น(ตามหลักของเอาฟบาว) ดังแผนผังต่อไปนี้