การจัดเรียงอิเล็กตรอน 2 8 18 32 18 7

�ҡ����֡��Ẻ���ͧ�е����������÷ҧ��Ե��ʵ�����٧������¡�������ä��� �ӹdz�Ҥ�Ҿ�ѧ�ҹ����硵�͹ ������Һ����е����Сͺ�����õ͹��й�ǵ�͹��������ѹ㹹������� ��������硵�͹����͹��������ͺ � ���������дѺ��ѧ�ҹ��ҧ�ѹ ����硵�͹����ҹ������ѹ���ҧ�� ������дѺ��ѧ�ҹ���ըӹǹ����硵�͹�٧�ش���� ���ѡ���¹�Ԩ�óҢ����Ũҡ���ҧ�ʴ���èѴ���§����硵�͹�ͧ�ҵغҧ�ҵ�

���Ź������硵�͹

���Ź������硵�͹ ��� �ӹǹ����硵�͹��дѺ��ѧ�ҹ�͡�ش�����٧�ش �ͧ���иҵب�������硵�͹����Թ 8

��èѴ����硵�͹ �դ�������ѹ��Ѻ��èѴ������ФҺ���ҧ��

1. ���Ź������硵�͹ �еç�Ѻ�Ţ���ͧ���� �ѧ��� �ҵط�������������ǡѹ�������Ź������硵�͹��ҡѹ
   
2. �ӹǹ�дѺ��ѧ�ҹ �еç�Ѻ�Ţ���ͧ�Һ �ѧ��� �ҵ�㹤Һ���ǡѹ���ըӹǹ�дѺ��ѧ�ҹ��ҡѹ �� 35 Br �ա�èѴ���§����硵�͹�ѧ��� 2 , 8 , 18 , 7 �ѧ��� Br ������������� 7 ���������Ź������硵�͹ 7 �������㹤Һ��� 4 �����ըӹǹ�дѺ��ѧ�ҹ 4

��ѡ��èѴ���§����硵�͹

1. �е�ͧ�Ѵ���§����硵�͹�����дѺ��ѧ�ҹ����ش��������͹ �֧�Ѵ��������дѺ��ѧ�ҹ�Ѵ�
2. ���Ź������硵�͹���Թ 8 �����
3. �ӹǹ����硵�͹��дѺ��ѧ�ҹ�Ѵ���仢ͧ�ҵ������ IA , IIA ��ҡѺ 8 ��ǹ���� IIIA � VIIIA ��ҡѺ 18

��èѴ����硵�͹��дѺ��ѧ�ҹ����

�ҡ����֡���໡������С���ʵ���ѹ����ͧ���� ������Һ��� �дѺ��ѧ�ҹ�ͧ����硵�͹ ��дѺ��ѧ�ҹ���ǡѹ �ѧ�����дѺ��ѧ�ҹ���µ�ҧ� ����� 4 �дѺ��ѧ�ҹ���� ���� s , p , d , f subshell �����дѺ��ѧ�ҹ���� ���ըӹǹ����硵�͹��ҧ�ѹ

����;Ԩ�óҢ�����㹵��ҧ�о���Ҩӹǹ����硵�͹��дѺ��ѧ�ҹ��� 1 �����ҡ����ش��� 2 ����硵�͹ �дѺ��ѧ�ҹ��� 2 �����ҡ����ش 8 ����硵�͹ ����Ѻ�дѺ��ѧ�ҹ��� 3 ��� �ҡ����׺�鹢������������������Һ��������ҡ����ش 18 ����硵�͹

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

จำนวนระดับพลังงานหลักของอิเล็กตรอน ทำให้ทราบว่าธาตุนั้นอยู่คาบใด ถ้าธาตุมีจำนวนระดับพลังงานของอิเล็กตรอนเท่ากัน แสดงว่าธาตุนั้นอยู่ในคาบเดียวกัน เช่น

Mg มีเลขอะตอม 12 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 2   Mg มี 3 ระดับพลังงาน
S มีเลขอะตอม 16 มีการจัดอิเล็กตรอนในระดับพลังงานดังนี้ 2, 8, 6   S มี 3  ระดับพลังงาน
แสดงว่า Mg และ S อยู่ในคาบเดียวกัน

2            จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน 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

 

จากแผนภาพจัดเรียงอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อยได้ดังนี้

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

เช่น  17Cl  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p5

21Se  มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานย่อย
1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d1

2.     อิเล็กตรอน 2 ตัว ที่อยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน จะต้องมีทิศทางการเคลื่อนที่สวนทางกันโดยแสดงทิศทางด้วยลูกศร
ตามหลักการของเพาลี

3.    การจัดอิเล็กตรอนเข้าสู่ระดับพลังงานย่อย        ถ้าอิเล็กตรอนบรรจุอยู่กึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มออร์บิทัลจะมีโครงสร้างแบบเสถียร