Energy

ระดับพลังงาน และ ตารางธาตุ Miss CHADAMAS

SRICHANAWAT

ระดับพลังงานของ Atomic Orbital  พลังงานของอิเล็กตรอนขึ้นกับระดับพลังงานของออร์บทิ ัลของ อิเล็กตรอนตัวนั้น  ระบบ 1 อิเล็กตรอน เช่น H-อะตอม หรือไอออนอื่น ๆ ระดับพลังงานของออร์บิทัลขึ้นกับเลขควอนตัมหลัก (n) เท่านั้น  atomic orbital ที่มี n เท่ากันจะมีพลังงานเท่ากัน

เช่น 2s = 2px = 2py = 2pz <3s = 3pz=3dxy …  ระดับพลังงานของ อะตอมไฮโดรเจนหาได้จาก สมการของบอห์ร  1 En  13.605 2  eV n 

2

ระดับพลังงานของ atomic orbital  ระบบหลายอิเล็กตรอน ได้แก่อะตอมหรือไอออนที่มี e- สอง ตัวขึ้นไป ระดับพลังงานของออร์บิทัลจะขึ้นกับค่า n,l  ระดับพลังงานย่อยเรียงตามค่า l เช่น 3s 3p 3d  ระดับพลังงานนี้ ไม่ขึ้นกับค่า ml ยกเว้นอยู่ในสนามแม่เหล็ก  ถ้า n และ l เท่ากันจะมีระดับพลังงานเท่ากัน เช่น px= py=

pz 1sการที่ออร์บิทอลต่างกันมีพลังงานเท่ากันเรียก degeneracy 2s 3s 4s 5s

2p 3p 3d 4p 4d 4f 5p 5d 5f 5g

1s 2s 2p(3) 3s 3p(3) 4s 3d(5) 4p(3) …

พลังงานเพิม่ ขึน้ 3

ระดับพลังงานของ atomic orbital

 ระดับพลังงานของ atomic orbital สาหรับระบบทีม่ ีอิเล็กตรอน ตัวเดียว(ไฮโดรเจน)และระบบที่มีหลายอิเล็กตรอนแตกต่างกัน เนื่องจากมีการเลื่อนระดับพลังงาน

4

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทลั  Na = 1s2 2s2 2p6 3s1  S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d 2p

4f 4d 3p

3s

4p 4s

2s

1s 5

โครงแบบอิเล็กตรอน โครงแบบอิเล็กตรอน (Electron Configuration) คือ การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมหรือโมเลกุล

 เป็นการระบุวา่ อิเล็กตรอนแต่ละตัวอยู่ทไี่ หนมีสมบัตอิ ย่างไร (กาหนด n,l,ml,ms ของอิเล็กตรอนแต่ละตัว)  โครงแบบอิเล็กตรอนมีผลต่อสมบัตทิ างกายภาพและเคมีของ อะตอมหรือโมเลกุล เช่น C มีอิเล็กตรอน 6 ตัว แต่ละตัวมีเลขควอนตัมอย่างไร?

• อิเล็กตรอนอยู่ทไี่ หน • แต่ละตัวมีพลังงานแตกต่างกันอย่างไร 6

การจัดเรียงโครงแบบอิเล็กตรอน 1. หลักของเพาลี (Pauli exclusion principle) e– ในอะตอมเดียวกันไม่สามารถมีเลขควอนตัมทั้งสี่ตวั เหมือนกันทุก ประการได้

 ถ้าเลขควอนตัม 3 ตัวแรกเหมือนกันแสดงว่าอยูใ่ นออร์บิทัลเดียวกัน  แต่ละ orbital มี e- ได้มากที่สุด 2 ตัว แต่อิเล็กตรอนทั้งสองต้องมี ms

ต่างกัน (หมุนในทิศทางตรงกันข้ามกัน)

2.หลักของเอาฟบาว (Aufbau principle) บรรจุ e- ในออร์บิทลั ทีม่ พี ลังงานต่าสุดจนเต็มก่อนแล้วจึงบรรจุ eในออร์บิทลั ทีม่ พี ลังงานสูงขึ้น 3.กฎของฮุนด์ (Hund’s law) การบรรจุ e- ในออร์บทิ ลั ทีม่ พี ลังงานเท่ากัน จะต้องบรรจุให้มี eเดีย่ วมากทีส่ ุด (สปินขึ้น) 7

การบรรจุ แบบที่ 1 

  

e

ในออร์บทิ ลั

ใช้  หรือ  หรือ แทนออร์บทิ ลั

= e- สปินขึน้  = e- สปินลง  = e คู่  = e- เดีย่ ว 

แบบที่ 2 เขียนเป็นตัวเลขและตัวอักษร แสดงชนิดของออร์ บิทัล (12, 2s, 2p etc.) และจานวนอิเลกตรอนในออร์ บิทัลเช่น  1s2 (มี e- 2 ตัวใน 1s-orbital)  2p6 (มี e- 6 ตัวใน 2p-orbitals – px, py, pz)

8

ลาดับการบรรจุ

e

 บรรจุอเิ ล็กตรอนจากระดับพลังงานต่าก่อน  การบรรจุ e- ในออร์บิทลั ทีม่ พี ลังงานเท่ากัน ให้บรรจุให้มี e- เดีย่ วมากทีส่ ดุ  ลาดับการบรรจุอาจดูได้จากผังการเติมอิเล็กตรอน

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2…  10

 18

 36

 54

ประจุบวก บรรจุอเิ ล็กตรอนให้ครบปกติแล้วค่อยดึง อิเล็กตรอนออกจากวงนอกสุด (n มากสุด) ตามจานวน ประจุบวก ประจุลบ เพิม่ อิเล็กตรอนตามจานวนประจุ แล้วบรรจุ อิเล็กตรอนตามปกติ 9

ลาดับการบรรจุ

e

 สาหรับออร์บทิ ลั ทีม่ รี ะดับพลังงานทีเ่ ท่ากัน (degeneracy)  ถ้าทุกๆออร์บิทลั มี e- เต็ม  การบรรจุเต็ม px

py

dxy

pz

dyz

dzx

dx2-y2 dz2

 ถ้าทุกๆออร์บิทลั มี e- เพียงครึง่ เดียว  การบรรจุครึง่ s

dxy

dyz

dzx

dx2-y2 dz2

 ความเสถียร

 การบรรจุเต็ม การบรรจุครึ่ง แบบอืน่ ๆ  2p3 เสถียรกว่า 2p4  3d10 เสถียรกว่า 3d5 เสถียรกว่า 3d7 10

ตัวอย่างการหาโครงแบบอิเล็กตรอน  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 … 

10

18

36

54

2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 = [Ar] 4s2 3d6 Fe = 1s 26

เอาอิเล็กตรอนออกจากวงนอนสุด (4s2) สองตัวจะได้

2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6 Fe 26  22Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 เอาอิเล็กตรอนออกจาก

วงนอกสุด (4s2 และ 3d2) สองและหนึ่งตัวจะได้

3+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d1 Ti 22  24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 เนื่องจากระดับพลังงาน

4s และ 3d ใกล้กัน จะมีการสลับที่อิเล็กตรอนเพื่อให้เสถียรขึ้นตามกฎ ของฮุนด์ (4s2 3d4  4s1 3d5) จะได้ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s1 3d5  16S2- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

11

ตัวอย่าง การบรรจุอเิ ล็กตรอน #eH

1

He

2

Li

3

C

6

O

8

Ne

10

Na

11

1s

     

2s

2px

2py

2pz

3s

1s1

             

1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1 หรื อ

      [Ne] 3s1

12

ตารางธาตุ (Periodic Table)  ตารางธาตุคือรูปแบบการจัดเรียงธาตุต่างๆ ตามลาดับของเลข อะตอม(จานวนโปรตอน) ตารางธาตุในปัจจุบันมีรากฐานมา จากตารางธาตุของ Dmitri Mendeleev  ธาตุที่จัดเรียงในตารางธาตุจะแบ่งออกเป็น  หมู่ (group, colume) มีทั้งหมด 18 หมู่  คาบ (period, row) มีทั้งหมด 7 คาบ

*แถวที่ 8 และ 9 ถูกแยกออกมาจากคาบที่ 6 และ 7 เรียกว่า พวก inner transition elements หรือ rare earth elements

 ธาตุที่อยู่ในหมู่เดียวกันจะมีสมบัติคล้ายคลึงกัน

13

ตารางธาตุ

14

หมูธ่ าตุในตารางธาตุ หมู่ของธาตุ แบ่งออกเป็น 2 กลุ่ม  กลุ่ม A ตั้งแต่ IA – VIIIA ( หมู่ O )     

หมู่ IA – VIIIA เรียกว่า ธาตุเรพรีเซนเททีฟ หมู่ IA (Alkali metal) มีความเป็นโลหะมากสุด หมู่ IIA (Alkali earth) หมู่ VIIA (Halogen) มีความเป็นอโลหะมากที่สุด หมู่ VIIIA (Noble gas) เป็นแก๊สเฉื่อย

 กลุ่ม B ตั้งแต่ IIIB ถึง IIB (ระหว่างหมู่ IIA และ IIIA เริ่ม คาบที่ 4 ) ธาตุในกลุ่มนีเ้ ป็นโลหะทัง้ หมด เรียกว่า Transition Metal

 ธาตุที่ 58-71 (Lantanides) ในคาบที่ 6 และธาตุที่ 90-103 (Actinides) ในคาบที่ 7 ถูกแยกไว้ด้านล่าง รวมเรียกว่า innertransition ซึ่งมีสมบัติคล้ายกัน และไม่มีการแบ่งหมู่

15

ตารางธาตุและโครงแบบอิเล็กตรอน 3s2

Maximum n

3s2

4d7

3d7

4p3

4p3

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 2

10

18

36

54

86 16

วาเลนซ์อเิ ล็กตรอน (Valence Electron) วาเลนซ์อเิ ล็กตรอน คืออิเล็กตรอนวงนอกสุด (n มากสุด)ของ อะตอม เป็นอิเล็กตรอนทีม่ สี ว่ นสาคัญในการเกิดปฏิกิริยาเคมี  จานวนวาเลนซ์อเิ ล็กตรอนขึน้ กับหมูข่ องอะตอม (ใช้ได้กบั หมู่ A1A8)  นิยามของวาเลนซ์อิเล็กตรอนใช้ได้ดกี บั อะตอมใน s และ p block เท่านัน้  11Na = 1s22s22p63s1

P Fe

 15  26

= [Ne] 3s1 = 1s22s22p63s23p3 = [Ne] 3s23p3 = 1s22s22p63s23p64s23d6 = [Ar] 4s23d6

17

โครงแบบอิเล็กตรอนและสมบัติของอะตอม  การจัดโครงแบบอิเล็กตรอนของอะตอมส่งผลถึงสมบัติต่างๆของ อะตอม เนื่องจากแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียส (ค่า

n ที่มากที่สุด และ ประจุบวกของโปรตอน)  ขนาดของอะตอมและไอออน  พลังงาน • Ionization energy (IE) • Electron affinity (EA) • Electron negativity (EN)

ประจุของโปรตอนเพิม่ n เพิม่

18

ขนาดของอะตอม

19

ขนาดของอะตอมและไอออน(+/-)

20

Ionization Energy (IE)  พลังงานที่ต้องใช้เพื่อดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมเพื่อให้เกิดไอออน บวก 1st Ionization Energy

A(g)  A+(g) + eฏ 2nd Ionization Energy

A+(g)  A2+(g) + eฏ

21

Electron Affinity (EA)

 พลังงานทีค่ ายออกมาเมื่ออะตอมในสภาวะแก๊สรับอิเล็กตรอนและกลายเป็น ไอออน -1 A(g) + eฏ  Aฏ(g)

22

Electronegativity (EN)

 ความสามารถของอะตอมหรือโมเลกุลในการดึงดูดอิเล็กตรอนที่ใช้ในการ สร้างพันธะ

23

The END