2.3การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

จากการเรียงอิเล็กตรอนของธาตุในระดับพลังงานหลักทำให้ทราบว่า 1.จำนวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอน ทำให้ทราบว่าธาตุนั้นอยู่คาบใด ถ้าธาตุมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในคาบเดียวกัน เช่นMg มีเลขอะตอม 12 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 2Mg มี 3 ระดับพลังงานSมีเลขอะตอม16มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 6 S มี 3  ระดับพลังงาน  แสดงว่า Mg และ S อยู่ในคาบเดียวกัน 2จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน หรืออิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานนอกสุด ทำให้ทราบหมู่ของธาตุ ถ้าธาตุมีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในหมู่เดียวกัน เช่น Na    มีเลขอะตอม 11  มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 1    Na   มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ 1 K   มีเลขอะตอม  19  มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8,8, 1   K มี เวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากับ  แสดงว่า ธาตุ Na และ K อยู่ในหมู่เดียวกัน การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย             การจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานหลัก ทำให้แต่ละระดับพลังงานมีจำนวนอิเล็กตรอนมากจึงเกิดปัญหาว่าอิเล็กตรอนเหล่านั้นอยู่ในระดับพลังงานเดียวกันได้อย่างไร ทำไมจึงไม่ผลักกัน เพื่อแก้ปัญหาดังกล่าว นักวิทยาศาสตร์จึงได้ศึกษาเกี่ยวกับระดับพลังงานย่อยเพื่อกระจายอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานหลัก เข้าสู่ระดับพลังงานย่อย โดยอาศัยรูปแบบโคจรของอิเล็กตรอนรอบ ๆ นิวเคลียสเป็นเกณฑ์ในการแบ่งอิเล็กตรอนเป็นกลุ่มย่อย ๆ และเรียกรูปแบบวงโคจรนี้ว่าออร์บิทัล (Orbital) โดย 1 ออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน ระดับพลังงานย่อยมี 4 ระดับ คือ s, p, d, f โดยระดับพลังงานย่อยมี s มี 1 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 อิเล็กตรอน p มี 3 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 6 อิเล็กตรอน d มี 5 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 10 อิเล็กตรอน f  มี 7 ออร์บิทัล บรรจุอิเล็กตรอนได้สูงสุด 14 อิเล็กตรอน การจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย 1.       จัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อยต่าง ๆ จะต้องจัดเข้าในระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดก่อนแล้วจึงจัดเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยที่มีพลังงานสูงขึ้น(ตามหลักของเอาฟบาว) ดังแผนผังต่อไปนี้ จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้1s    2s   2p  3s   3p  4s  3d  4p   5s   4d    5p   6s   4f    5d   6p    7s เช่น  17Cl  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย1s2   2s2   2p6   3s2   3p5 21Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d1 2.     อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศร ตามหลักการของเพาลี 3.    การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย        ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร    เช่น                           24Cr  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย ดังนี้                           1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s1   3d5  ไม่ใช่1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d4             เพราะโครงสร้างแบบแรกเสถียรกว่า เพราะ 4s และ 3d จะบรรจุกึ่งหนึ่ง        หรือเขียนโครงสร้างของอิเล็กตรอนแบบย่อ ๆ ได้ว่า (Ar) 4s1   3d5 ข้อสังเกตที่ได้จากการใช้จัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม 1.เลขอะตอมคู่จะอยู่ในหมู่คู่ เลขอะตอมคี่จะเป็นธาตุในหมู่คี่ เช่น ธาตุ 14Si  จะเป็นธาตุในหมู่ 4 ธาตุ 11Na จะเป็นธาตุในหมู่ 1 2.ธาตุหมู่ IA และ IIA ตั้งแต่คาบ 3 ขึ้นไปจะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 8 เสมอ เช่น        11Na จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 1         12Mg จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 2        19K จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 1     20Ca จะจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8, 8, 2 3.ธาตุหมู่ IIIA ถึง VIIIA ตั้งแต่หมู่ที่ IIIA คาบ 4 เป็นต้นไป จะมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้นเป็น 18เสมอ  เช่น        31Ga  2, 8, 18, 3  (หมู่ 3 คาบ 4)       33As  2, 8, 18, 5  (หมู่ 5 คาบ 4) 4.ถ้าธาตุนั้นมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนไม่เป็นไปตามข้อ 2 และ 3 คือมีจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานถัดจากวงนอกสุดเข้ามา 1 ชั้น มีค่าตั้งแต่ 9 – 18  แต่วงนอกสุดมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1หรือ 2 นักเรียนก็ทำนายได้ทันทีว่าเป็นธาตุแทรนซิชัน เช่น 29Cu 2, 8, 18, 1 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,18, 1 23V 2, 8, 8, 5 ไม่ใช่เป็นธาตุหมู่ 1 แต่เป็นธาตุแทรนซิชันจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 2, 8,11, 2       หมายเหตุ ธาตุแทรนซิชันที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 21 – 30 จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 2 ยกเว้น Cu กับCr จะมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเป็น 1