การจัดเรียงอิเล็กตรอน

เขียนการจัดเรียงโดยเติมออร์บิทัลพลังงานต่ำก่อน แล้วใช้หลักเพาลีและฮุนด์จัดอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน เมื่อตอบไอออนให้คำนวณจำนวนอิเล็กตรอนใหม่ก่อน

พื้นฐานที่ใช้: อะตอมเป็นกลางมีอิเล็กตรอนเท่ากับเลขอะตอม; หนึ่งออร์บิทัลมีได้ไม่เกินสองอิเล็กตรอน และระดับย่อยมีจำนวนช่องตาม s, p, d, f

เข้าใจเนื้อหาและเงื่อนไข

1. ใช้สามหลักจัดอิเล็กตรอนในอะตอมสถานะพื้น

• การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมสถานะพื้น (Ground state) ควบคุมด้วย 3 หลักการทางเคมี:

• 3 หลักการจัดอิเล็กตรอน:
  • หลัก Aufbau: บรรจุอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานต่ำสุดที่ยังว่างอยู่ก่อน ลำดับพลังงานที่พบบ่อยในธาตุช่วงต้นคือ $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p$
  • หลักการกีดกันของ Pauli: ในหนึ่งออร์บิทัลรองรับอิเล็กตรอนได้สูงสุดไม่เกิน 2 ตัว และต้องมีสปินตรงกันข้าม ($\uparrow\downarrow$)
  • หลักของ Hund: การเติมอิเล็กตรอนลงในออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน (Degenerate orbitals) ให้บรรจุอิเล็กตรอนเดี่ยวที่มีสปินขนานกันลงในทุกกล่องก่อน แล้วจึงเริ่มเข้าคู่
• การใช้แผนภาพกล่อง (Orbital Diagram):
  • หนึ่งกล่องแทนหนึ่งออร์บิทัล และลูกศรแทนอิเล็กตรอนกับทิศทางของสปิน

• จุดสังเกตสำคัญในภาพ:
  • ภาพรวม: ตัวอย่างการจัดอิเล็กตรอนในระดับย่อย $3p^4$ ตามหลักของฮุนด์
  • ส่วนประกอบและสัญลักษณ์:
    • เริ่มต้น ($3p^3$): อิเล็กตรอนเดี่ยวสปินขึ้น ($\uparrow$) บรรจุแยกกล่องใน 3 ช่องออร์บิทัล
    • หลังเติมตัวที่สี่ ($3p^4$): เกิดคู่สปินตรงกันข้าม ($\uparrow\downarrow$) ในหนึ่งกล่อง และเหลืออิเล็กตรอนเดี่ยว ($\uparrow$) อีก 2 กล่อง
    • กฎสำคัญ: 1 กล่อง $=$ 1 ออร์บิทัล บรรจุได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอนสปินตรงข้าม; สำหรับไอออนโลหะทรานซิชัน ดึงอิเล็กตรอนออกจากระดับ $ns$ ก่อน $(n-1)d$
  • ข้อจำกัดของภาพจำลอง: ลูกศรและกล่องเป็นแบบจำลองแสดงสถานะควอนตัม ไม่ใช่ภาพแสดงตำแหน่งหรือการโคจรจริงในอวกาศ

2. เขียนสัญลักษณ์ย่อโดยตรวจจำนวนรวม

• รูปแบบการเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอน:
  • แบบเต็ม: ระบุระดับพลังงานหลัก ระดับย่อย และจำนวนอิเล็กตรอน เช่น $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ ผลรวมเลขชี้กำลังต้องเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมหรือไอออน
  • แบบย่อ (Noble gas core): ใช้สัญลักษณ์แก๊สมีตระกูลในวงเล็บใหญ่แทนการจัดเรียงของอิเล็กตรอนชั้นใน เช่น $[\mathrm{Ne}]\ 3s^2\ 3p^4$
• ข้อยกเว้นในธาตุทรานซิชัน (d-block):
  • ในธาตุคาบ 4 บางชนิด เช่น โครเมียม ($\mathrm{Cr}$, $Z=24$) จัดเป็น $[\mathrm{Ar}]\ 4s^1\ 3d^5$ (Half-filled $d$-subshell) และทองแดง ($\mathrm{Cu}$, $Z=29$) จัดเป็น $[\mathrm{Ar}]\ 4s^1\ 3d^{10}$ (Completely-filled $d$-subshell)
  • เกิดขึ้นเนื่องจากระดับพลังงาน $4s$ และ $3d$ มีค่าใกล้เคียงกันมาก ความเสถียรของการจัดเรียงแบบเต็มหรือครึ่งจึงมีบทบาท

3. ไอออนของธาตุทรานซิชันเอาอิเล็กตรอนออกจาก $ns$ ก่อน

• เมื่ออะตอมโลหะทรานซิชันสูญเสียอิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนบวก:

• ลำดับการดึงอิเล็กตรอน:
  • ให้ดึงอิเล็กตรอนออกจากระดับพลังงานหลัก $n$ นอกสุดก่อนเสมอ ($ns$ ออกก่อน $(n-1)d$)
  • ตัวอย่าง: แม้ในการบรรจุอะตอมเป็นกลางจะเติม $4s$ ก่อน $3d$ แต่เมื่อเกิดไอออน เช่น $\mathrm{Fe}^{2+}$ ต้องดึงอิเล็กตรอนจาก $4s$ ออกก่อน ทำให้ได้การจัดเรียง $[\mathrm{Ar}]\ 3d^6$ (ไม่ใช่ $[\mathrm{Ar}]\ 4s^2\ 3d^4$)

ความรู้นี้ใช้กับโจทย์แบบไหน?

ตัวอย่างโจทย์พร้อมวิธีคิด