ระดับชั้นพลังงานที่มีพลังงานน้อยสุดคือระดับใด

อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบ ๆ นิวเคลียสนั้น เราไม่สามารถกำหนดตำแหน่ง ความเร็ว ทิศทางหรือวิถีโคจรได้ แต่เราสามารถคำนวณหาโอกาสที่จะพบอิเล็กตรอนอนุภาคใดอนุภาคหนึ่งขณะใดขณะหนึ่งที่ตำแหน่งต่าง ๆ และศึกษาคุณสมบัติของอิเล็กตรอนได้โดยอาศัยกฎของไฮเซนเบอร์ก (Heisenberg) และสมการคลื่นของโชรดิงเจอร์ (Schroedinger) ขอบเขตที่เราสามารถพบอิเล็กตรอน อนุภาคใดอนุภาคหนึ่ง ในเวลาใดเวลาหนึ่ง เรียกว่าออร์บิทัล (orbital)หรือ หมอกอิเล็กตรอน (electron cloud) กลุ่มของออร์บิทัลที่มีระดับพลังงานเท่ากัน เรียกว่าเชลล์ย่อย (subshell)และกลุ่มของเซลล์ย่อย เรียกว่า เชลล์( shell ) ขนาดและรูปร่างของออร์บิทัลจะขึ้นอยู่กับสภาพพลังงานของอิเล็กตรอนอนุภคนั้น ๆ อิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานต่ำจะมีออร์บิทัลอยู่ใกล้นิวเคลียส อิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานสูงขึ้นจะอยู่ห่างจากนิวเคลียสเป็นระยะทางเพิ่มขึ้น และพบว่าพลังงานของอิเล็กตรอนมีค่าห่างกันเป็นช่วงคงที่ (quantized) เช่น ให้ E1หรือ E2เป็นระดับพลังงานสองระดับที่อยู่ถัดกัน พบว่าอิเล็กตรอนจะอยู่ในระดับพลังงาน E1หรือ E2แต่จะไม่อยู่ระหว่าง E1และ E2เลย ไม่ว่าขณะใด อันนี้เป็นทฤษฎีควอนตัม (quantum theory) ซึ่งใช้เลขควอนตัม (quantum number) สี่ชนิดเพื่อกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนในอะตอม ดังนี้

1. เลขควอนตัมหลัก (the principle quantum number)ใช้กำหนดระดับพลังงานของอิเล็กตรอนในเซลล์ต่าง ๆ ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย n ซึ่งมีค่าเป็น 1,2,3,... เมื่อเปรียบเทียบกับเชลล์อิเล็กตรอนในทฤษฎีของบอห์ร (Bohr) จะเห็นได้ว่า n = 1 คือ เชลล์ K n = 2 คือเชลล์ L และ n = 3 คือเชลล์ M เป็นต้น อิเล็กตรอนในแต่ละเชลล์จะมีจำนวนไม่เกิน 2n2อนุภาค เช่น n = 1,2,3,4 จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 , 8, 18 และ 32 อนุภาค ตามลำดับ

2. เลขควอนตัมโมเมนตัมเชิงมุม (The angular-momentum quantum number)ใช้กำหนดโมเมนตัมเชิงมุมของอิเล็กตรอน ซึ่งจะบอกรูปร่างของออร์บิทัลหรือหมอกอิเล็กตรอนนั้น ๆ ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย และ มีค่าเป็นเลขจำนวนเต็มขึ้นกับค่า n คทิมีค่าตั้งแต่ 0,1,2,3,...ถึง(n - 1) เช่นเมื่อ n=1 จะมีค่าเท่ากับ 0 ออร์บิทัลย่อยนี้เรียกว่าออร์บิทัล 1s มีรูปร่างเป็นทรงกลมสมมาตรรอบนิวเคลียส ถ้า n = 2 จะมีค่าเป็น 0 และ 1 เรียกว่าออร์บิทัล 2s มีรูปร่างเป็นทรงกลม แต่มีรัศมีใหญ่กว่าออร์บิทัล 1s และมีบริเวณที่เกือบจะไม่มีโอกาสพบอิเล็กตรอน 2s อยู่ระหว่างออร์บิทัล 1s และ 2s เรียกบริเวณนี้ว่า บริเวณโนดัล(nodal surface) และเมื่อ n = 2 เรียกว่าออร์บิทัล p ซึ่งมีรูปร่างคล้ายกับลูกตุ้มยกน้ำหนัก(dumb-bell) ดูรูป

ตาราง 1- 2แสดงความสัมพันธ์ระหว่างค่า n ค่า และชื่อของเชลล์ย่อย

1
2

3

4

0
0
1
0
1
2
0
1
2
3

1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f

3. เลขควอนตัมแม่เหล็ก (The magnetic quantum number)ใช้กำหนดทิศทางอิเล็กตรอนของออร์บิทัลย่อยในเชลล์ย่อยต่าง ๆ หรือเป็นตัวกำหนดโมเมนตัมเชิงมุมในสนามแม่เหล็ก ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย m ค่า m ขึ้นอยู่กับค่า คือมีค่าตั้งแต่ 0 , +1, -1, +2, -2, ... ถึง +, -ดังนั้น

เชลล์ย่อย s จะมี m ได้เพียงค่าเดียวคือ 0

เชลล์ย่อย p จะมี m ได้ 3 ค่า คือ 0 , +1, -1

เชลล์ย่อย d จะมี m ได้ 5 ค่า คือ 0, +1, -1, +2, -2

เชลล์ย่อย f จะมี m ได้ 7 ค่า คือ 0, +1, -1, +2, -2, +3, -3

ตัวอย่างเช่น เมื่อ n = 2 และ= 1 m อาจจะมีค่า – 1, 0 และ 1 นั่นคือ ออร์บิทัล 2 p ซึ่งมีได้สามทิศทางตั้งฉากซึ่งกันและกันในแนวแกน x,y และ z ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย PX, PYและ PZดูที่รูป 1-3 เมื่อ n = 3 และ= 2 m อาจจะมีค่า – 2 , -1, 0, 1 และ 2 ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย dxy, dyzdzx,,และ เป็นต้น

4. เลขควอนตัมสปิน (The spin quantum number)ใช้กำหนดทิศทางการหมุนเวียนของอิเล็กตรอนว่าอยู่ในทิศทางที่เสริมหรือสวนกับสนามแม่เหล็ก ใช้สัญลักษณ์แทนด้วย s ค่าของ s มี 2 ค่า คือ +1/2 และ – 1/2 อิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานที่มีเลขควอนตัม n,และ m เหมือนกัน คืออยู่ในออร์บิทัลย่อยอันเดียวกัน จะมีอิเล็กตรอนได้เพียง 2 อนุภาค ซึ่งหมุนตรงข้ามกัน

สรุปแล้วมีเลขควอนตัมอยู่สี่ชนิด ที่เกี่ยวข้องกับทางโคจรและระดับพลังงานของอิเล็กตรอน ภาวะปกติระดับพลังงานของอิเล็กตรอนย่อมขึ้นกับค่าเลขควอนตัม n เท่านั้น คือ ระดับพลังงานเป็นอนุกรมดังนี้ 1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f< แต่ถ้ามีสนามแม่เหล็กหรือสนามไฟฟ้า ระดับพลังงานของเชลล์ย่อย s, p, d และ f ในแต่ละเชลล์จึงไม่เท่ากัน

กฎการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัล

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ ของอะตอมในสภาพพื้น (ground state) ซึ่งหมายถึงสภาพปกติของอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานอยู่ต่ำที่สุด มีหลักเกณฑ์ ดังนี้

1. หลักของอูฟ์บอ (Aufbau Principle)มีใจความว่า อิเล็กตรอนจะบรรจุเข้าในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำสุดก่อน คือ เรียงลำดับจากพลังงานน้อยไปหามาก ตามรูป 1-4 ดังนี้ 1 s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d

2. หลักการกีดกันของเพาลิ (Pauli's Exclusion Principle)กล่าวว่า ในแต่ละออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อนุภาค และอิเล็กตรอนทั้งสองอนุภาคนี้จะต้องหมุนตรงข้ามกัน

3. กฏของฮุนด์ ( Hund's Rule )กล่าวว่า อิเล็กตรอนจะไม่เข้าไปเรียงคู่ในออร์บิทัลของเชลล์ย่อยใดเชลล์ย่อยหนึ่ง จนกระทั่งเมื่อทุกออร์บิทัลในเชลล์ย่อยมีอิเล็กตรอนอยู่อย่างน้อยที่สุดออร์บิทัล 1 อนุภาค หรือกล่าวได้ว่าถ้าระดับพลังงานเท่ากันในเชลล์ย่อย p, d และ f ซึ่งมีทางดคจรต่างกันตามค่าของควอนตัม m อิเล็กตรอน จะเรียงเดี่ยวและมีสปินเหมือนกันก่อน

การบรรจุอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเขียนแทนด้วยสัญลักษณ์หรือส่วนอิเล็กตรอนจะใช้แทนลูกศรเช่น สำหรับสปินลง ดังนั้นออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนอยู่เต็มจะเขียนแทน ด้วย ถ้าอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยว นิยมเขียนสปินขึ้น ดังแสดงในตาราง 1-3 นอกจากนี้ยังใช้ตัวเลขแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลโดยเขียนไว้ด้านบน สัญลักษณ์ออร์บิทัลเยื้องมาทางด้านหลัง การกระจายอิเล็กตรอนของธาตุต่าง ๆ แสดงในตาราง 1-4

ปกติทางเคมีอินทรีย์ไม่ค่อยสนใจบรรดาธาตุทั้งหลายมากนัก เพราะพื้นฐานทางเคมีอินทรีย์เกี่ยวข้องกับอะตอมของธาตุที่มีเลขอะตอมน้อยกว่า 18 เป็นส่วนใหญ่ อะตอมของธาตุเหล่านี้มีอิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำ และมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนอย่างง่าย

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

1. อิเล็กตรอนที่วิ่งอยู่รอบๆนิวเคลียสนั้น จะอยู่กันเป็นชั้นๆตามระดับพลังงาน ระดับพลังงานที่อยู่ใกล้นิวเคลียสที่สุด (ชั้น K)จะมีพลังงานต่ำที่สุด และอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นถัดออกมาจะมีพลังงานสูงขี้นๆตามลำดับ
พลังงานของอิเล็กตรอนของระดับชั้นพลังงาน K < L < M < N < O < P < Q
หรือชั้นที่ 1< 2 < 3 <4 < 5 < 6 < 7

2. ในแต่ละชั้นของระดับพลังงาน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนได้ ไม่เกิน 2n2เมื่อ n = เลขชั้น
เลขชั้นของชั้น K=1,L=2,M=3,N=4,O=5,P=6 และ Q=7

ตัวอย่างจำนวน e-ในระดับพลังงานชั้น K มีได้ ไม่เกิน 2n2= 2 x 12= 2x1 = 2
จำนวน e-ในระดับพลังงานชั้น N มีได้ ไม่เกิน 2n2= 2 x 42= 2x16 = 32

3. ในแต่ละระดับชั้นพลังงาน จะมีระดับพลังงานชั้นย่อยได้ ไม่เกิน 4 ชั้นย่อย และมีชื่อเรียกชั้นย่อย ดังนี้ s , p , d , f

ในแต่ละชั้นย่อย จะมีจำนวน e-ได้ ไม่เกิน ดังนี้
ระดับพลังงานชั้นย่อย s มี e-ได้ ไม่เกิน 2 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย p มี e-ได้ ไม่เกิน 6 ตัวระดับพลังงานชั้นย่อย d มี e-ได้ ไม่เกิน 10 ตัว ระดับพลังงานชั้นย่อย f มี e-ได้ ไม่เกิน 14 ตัว
เขียนเป็น s2p6d10f14

วิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

จัดเรียงอิเล็กตรอนตามลูกศร

การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอม

การจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้จัดเรียง e- ในระดับพลังงานชั้นย่อยโดยจัดเรียงลำดับตามลูกศร(แนวทางการจัดเรียงอิเล็กตรอน ให้เขียนแผนผังก่อน ดังรูป

แล้วเขียนลูกศรให้ถูกต้อง ดังรูป

ตัวอย่างจงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ คัลเซียม ( Ca )

ธาตุ Ca มีเลขอะตอม = 20 แสดงว่ามี p = 20 และมี e- = 20 ตัว (ดูเลขอะตอม จากตารางธาตุ)
แล้วจัดเรียง e- ดังนี้

การจัดเรียง e- ของธาตุ Ca = 2 , 8 , 8 , 2
มีแผนผังการจัดเรียง e- ดังนี้Ca มีจำนวน e- ในระดับพลังงานชั้นนอกสุด = 2 ตัว
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานชั้นนอกสุด เรียกว่า เวเลนซ์อิเล็กตรอน (Valence electron) ดังนั้น Ca มีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 2

ตัวอย่าง จงจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ โบรมีน ( Br )

ธาตุโบรมีน(Br) มีเลขอะตอม = 35 แสดงว่า โบรมีน(Br) มีอิเล็กตรอน = 35 ตัว มีการจัดเรียงอิเล็กตอน เป็นดังนี้

ตอบธาตุ Br มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน Br = 2,8,18,7 และมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน = 7

ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล

เป็นอีกหนึ่งทฤษฎีที่ใช้อธิบายการเกิดพันธะโควาเลนต์ ตามทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล ถือว่าอะตอมทุกอะตอมในโมเลกุลอยู่รวมกันเปรียบเสมือนหนึ่งเป็นนิวเคลียสที่มีประจุบวกชุดหนึ่ง และมีอิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลชุดหนึ่ง ซึ่งเป็นของโมเลกุลทั้งโมเลกุล โดยไม่มีการแยกว่าออร์บิทัลโมเลกุลใดเป็นของอะตอมใด การบรรจุอิเล็กตรอนเข้าไปในออร์บิทัลโมเลกุลต่าง ๆ ก็เป็นไปตามหลักของอูฟ์บอ กฎของฮุนด์ และหลักการกีดกันของเพาลิ การรวมออร์บิทัลอะตอมเป็นออร์บิทัลโมเลกุล ใช้วิธีรวมฟังก์ชันเคลื่อนของแต่ละออร์บิทัลอะตอม ตามวิธีการรวมออร์บิทัลอะตอม เชิงเส้นตรง (Linear combination of atomatic orbital) ออร์บิทัลโมเลกุลที่ได้จะมีจำนวนเท่ากับออร์บิทัลอะตอมที่เข้ารวมกัน ดังนั้น ถ้ารวมออร์บิทัลอะตอมสองออร์บิทัลอะตอม ก็จะได้ออร์บิทัลโมเลกุลสองออร์บิทัลที่มีพลังงานไม่เท่ากัน ออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานต่ำ เรียกว่าออร์บิทัลโมเลกุลชนิดบอนดิง(bonding molecular orbital) ซึ่งอิเล็กตรอนส่วนใหญ่จะพบอยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง ส่วนออร์บิทัลโมเลกุลที่มีพลังงานสูงเรียกว่าออร์บิทัลโมเลกุลชนิดแอนติบอนดิง(antibonding molecular orbital) ซึ่งจะไม่ค่อยพบอิเล็กตรอนอยู่ระหว่างนิวเคลียสทั้งสอง

ทฤษฎีพันธะวาเลนซ์สามารถใช้คาดคะเนรูปทรงเลขาคณิตของโมเลกุลได้ดี ส่วนทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลชึคำนวณพลังงานที่เกี่ยวข้อง และใช้คาดคะเนสมบัติทางแม่เหล็กของโมเลกุลได้ อย่างไรก็ตาม ทั้งสองทฤษฎีต่างไม่สมบูรณ์แบบ และการพิจารณาทฤษฎีทั้งสองนี้ให้ละเอียดถี่ถ้วนเป็นเรื่องยุ่งยาก

พันธะโควาเลนท์ คือพันธะที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนร่วมกัน ระหว่างอะตอม ตัวอย่าง เช่น ไฮโดรเจนมีเลขอะตอม 1 อิเล็กตรอนตัวเดียวอยู่ในออร์บิทัล 1 s ซึ่งเป็นอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวคอยจับคู่กับอิเล็กตรอนของอะตอมอื่น ถ้าไฮโดรเจนสองอะตอมเข้าใกล้กันในระยะที่ออร์บิทัล 1s เกยเชื่อมกัน อิเล็กตรอนของอะตอมทั้งสองเข้าคู่กัน ทำให้ออร์บิทัลของอะตอมทั้งสองแปรสภาพของออร์บิทัลโมเลกุล (molecular orbital) เกิดพันธะโควาเลนท์ขึ้นระหว่างไฮโดรเจนสองอะตอม ความยาวพันธะเท่ากัน 74 pm หรือ 0.74 อังสตรอม ดังรูป 1-8 ปรากฏการณ์นี้ ทำให้พลังงานของไฮโดรเจนลดลง เป็นผลให้โมเลกุลของไฮดรเจนอยู่ตัว ดังนั้นสภาวะปกติไฮโดรเจนอยู่ตัว ดังนั้นสภาวะแปกติไฮโดรเจนจะอยู่ในสภาพโมเลกุล

รูปที่ 1-9แสดงระดับพลังงานระหว่างนิวเคลียสทั้งสองของอะตอมไฮโดรเจน

ออร์บิทัลโมเลกุล คือ ขอบเขตในที่ว่างเปล่าที่กำหนดรูปร่างและขนาดโดยออร์บิทัลอะตอมที่รวมกันสองหรือมากกว่าสองอะตอมในโมเลกุล และบรรจุอิเล็กตรอนได้ 2 อนุภาค ออร์บิทัลโมเลกุลเกิดการซ้อนทับ (overlap) ของออร์บิทัลอะตอมสองหรือมากกว่าสองอะตอม การซ้อนทับเป็นพจน์ที่ใช้เมื่อ ส่วนของออร์บิทัลอะตอมครอบครองพื้นที่อันเดียวกันในที่ว่างเปล่า ถ้าระดับพลังงานของออร์บิทัลโมเลกุลต่ำ ( อยู่ตัวมาก ) กว่าออร์บิทัลอะตอม ออร์บิทัลโมเลกุลจะเป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดบอนดิง อะตอมคู่นั้นอาจอยู่ตัว ถ้าแต่ละอะตอมใช้อิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวเพื่อเกิดเป็นอิเล็กตรอนเรียงคู่ซึ่งครอบครองออร์บิทัลโมเลกุลชนิดบอนดิง รูปร่างออร์บิทัลโมเลกุลจะสอดคล้องกันรูปร่างพันธะโควาเลนท์ที่เกิดขึ้น

เนื่องจากออร์บิทัลโมเลกุลสร้างมาจากออร์บิทัลอะตอม ดังนั้นรูปร่างของออร์บิทัลโมเลกุลก็ขึ้นอยู่กับรูปร่างของออร์บิทัลอะตอมที่เป็นองค์ประกอบ เมื่อออร์บิทัลสร้างเป็นออร์บิทัลโมเลกุล ที่มีลักษณะเป็นทรงกลมหรือว่าเป็นเส้นเชื่อมระหว่างนิวเคลียสทั้งสองจะได้ ออร์บิทัลโมเลกุลที่เรียกว่าออร์บิทัล-ซิกมา() อักษรในภาษากรีก สอดคล้องกับตัวอักษร S ซึ่งใช้สำหรับออร์บิทัลอะตอมที่เป็นทรงกลม อิเล็กตรอนในออร์บิทัล – ซิกมา เรียกว่าอิเล็กตรอน- ซิกมา(- electron) และเรียกพันธะที่เกิดขึ้นว่าพันธะ- ซิกมา(- bond)

โมเลกุลแก๊สไฮโดรเจนที่เรารู้จักกันแล้วว่าประกอบด้วยไฮโดรเจนสองอะตอมต่อกันด้วยพันธะโควาเลนท์ ออร์บิทัลโมเลกุลเกิดจากการซ้อนทับของออร์บิทัล 1S ของไฮโดรเจนแต่ละอะตอม การซ้อนทับของออร์บิทัลอะตอม 1S ทั้งสอง เกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดซิกมาเกิดเป็นพันธะซิกมาขึ้นในโมเลกุลไฮโดรเจน

ในโมเลกุลแก๊สคลอรีน เป็นตัวอย่างที่แตกต่างไปจากโมเลกุลแก๊สไฮโดรเจนเล็กน้อย เราจะให้ความสนใจเฉพาะออร์บิทัลในเชลล์นอกของอะตอมคลอรีนซึ่งมีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวอยุ่ในออร์บิทัล 3p ถ้าออร์บิทัล p ของคลอรีนสองอะตอมมาอยู่ในแนวแกนเดียวกัน และอะตอมเคลื่อนที่มาชิดกันเพียงพอที่จะซ้อนทับกัน จะเกิดออร์บิทัลโมเลกุล ชนิดบอนดิง ซึ่งเป้นออร์บิทัล-ซิกมา เกิดเป็นพันธะซิกมา ( ดูรูปที่ 1-13) รูปร่างออร์บิทัลของฮาโลเจนอื่น ๆ ก็คล้ายกับโมเลกุลคลอรีน

ถ้าออร์บิทัลอะตอม p มาซ้อนกันในแนวแกนขนานกัน ออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นจะมีรูปร่างแตกต่างออกไป อิเล็กตรอนจะมีความหนาแน่นสองบริเวณ (ขอบเขต) คือ บริเวณทางด้านบนและด้านล่างนิวเคลียสทั้งสอง ( ดูรูป 1-12) ออร์บิทัลโมเลกุลชนิดนี้ เรียกว่าออร์ บิทัล-ไพ(- orbital) อิเล็กตรอนที่อยู่ในออร์บิทัล-ไพ เรียกว่าอิเล็กตรอน - ไพ(- electron) และพันธะที่เกิดขึ้นเรียกว่าพันธะ-ไพ(- bond) ตัวอักษรใน ภาษากรีก สอดคล้องกับตัวอักษร p ที่ใช้กับออร์บิทัลอะตอม

โมเลกุลที่คล้ายกันซึ่งประกอบด้วยพันธะไพ คือ โมเลกุลไนโตรเจน( N2) ในอะตอมไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนมีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวสามอนุภาคอยู่ในออร์บิทัล 2p ทั้งสามออร์บิทัล ดังนั้นออร์บิทัล p ทั้งสามจึงมีนัยสำคัญต่อโครงสร้างของออร์บิทัลโมเลกุล ไนโตรเจนสองอะตอมอาจเกิดพันธซิกมาหนึ่งพันธะจากการเกยเชื่อมของออร์บิทัล p ในแนวแกนเดียวกันกับนิวเคลียสของอะตอม ออร์บิทัล p อีกสองออร์บิทัลในแต่ละอะตอมจะเกิดพันธะในแนวแกนขนานกัน เกิดเป็นออร์บิทัลโมเลกุลชนิดไพ เนื่องจากมีออร์บิทัล p สองคู่ จึงเกิดออร์บิทัลโมเลกุลชนิดไพขึ้นสองออร์บิทัล ซึ่งวางตัวในแนวขนานกับระนาบ

อิเล็กตรอนรวม 6 อนุภาค จากออร์บิทัล p ทั้งสามของไนโตรเจนอะตอม จะเติมในออร์บิทัลโมเลกุลชนิดบอนดิงสามออร์บิทัล ( ซึ่งเป็นชนิดซิกมาหนึ่งออร์บิทัล และชนิดไพ สองออร์บิทัล ) ซึ่งสร้างมาจากออร์บิทัลอะตอม ดังนั้นโมเลกุลไนโตรเจนจึงประกอบด้วยพันธะโควาเลนท์สามพันธะ

พันธะโควาเลนท์อาจเกิดระหว่างอะตอมของธาตุต่างชนิดกัน เช่น ในโมเลกุลของน้ำซึ่งเกิดจากไฮโดรเจนสองอะตอมและออกซิเจนหนึ่งอะตอม ออกซิเจนมีหมายเลขอะตอม 8 และมีการกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ เป็น 1s2, 2s2,2p 2 x , 2p 1 y , 2p 1 Z มีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวอยู่ในออร์บิทัล 2pyและ 2pZซึ่งแต่ละออร์บิทัล จะรวมกับออร์บิทัล 1 s ของไฮโดรเจน เกิดเป็นพันธะโควาเลนท์สองพันธะ เนื่องจากออกซิเจนรวมตัวไฮโดรเจนสองอะตอม จึงมีวาเลนซี เท่ากับ 2 หรือในโมเลกุลของแอมโมเนีย (NH 3 ) ไนโตรเจนมีหมายเลขอะตอม 7 และมีการกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลต่าง ๆ เป็น 1 s 2 , 2s 2 ,2p 2 x , 2p 1 y , 2p 1 Z มีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวในออร์บิทัล 2p x ,2p y และ 2p Z จึงสามารถรวมตัวกับไฮโดรเจนได้สามอะตอม เป็นแอมโมเนีย ไนโตรเจนจึงมีวาเลนซีเป็น 3

เนื่องจากออร์บิทัล p ทำมุมระหว่างกัน 90 0 เราจึงคาดคะเนว่ามุมพันธะระหว่าง H-O-H ในโมเลกุลน้ำ ควรเป็น 90 0 ด้วย แต่ความเป็นจริงซึ่งวัดได้จากการทดลองยืนยันว่ามุมนี้เป็น 104.5 0 ทั้งนี้เนื่องจากว่าพันธะระหว่าง O-H เป็นพันธะที่มีสภาพขั้วไฮโดรเจนทั้งสองซึ่งมีสภาพขั้วเหมือนกัน จึงเกิดแรงผลักซึ่งกันและกัน เป็นเหตุให้มุมของ H-O-H กางออกเกินกว่า 90 0 เป็น 104.5 0 ( ดูรูปที่ 1-15) ในทำนองเดียวกัน ในโมเลกุลแอมโมเนีย เราก็คาดคะเนว่ามุมระหว่าง H-N-H ควรเป็น 90 0 แต่ที่แท้กลับเป็น 107 0 และแอมโมเนียมีรูปทรงเรขาคณิตเป็นปีระมิด เหตุที่มุม H-N-H กางออกเป็น 107 0 อาจอธิบายได้โดยเหตุผลเดียวกับกรณีของน้ำ กล่าวคือ เกิดแรงผลักกันระหว่างอะตอมไฮโดรเจนซึ่งมีสภาพขั้วเป็นบวก ด้วยกัน

ในอะตอมคาร์บอนสภาวะปกติ(ground state) การกระจายของอิเล็กตรอนเป็นดังนี้ 1s2, 2s2,มีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวอยู่สองอนุภาค จึงรวมกับไฮโดรเจนได้สองอะตอม แต่โดยทั่วไปแล้วคาร์บอนแสดงวาเลนซีเป็น 4 เพราะว่าในสภาวะที่จะเข้าทำปฏิกริยา(excited state) อิเล็กตรอนอนุภาคหนึ่งของคาร์บอนที่อยู่ในออร์บิทัล 2 s จะถูกนำไปใช้ในออร์บิทัล 2p Z ทำให้การกระจายของอิเล็กตรอนเป็น 1s2, 2s2,ซึ่งมีอิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวอยู่อนุภาค และรวมตัวกับไฮโดรเจนได้สี่อะตอมเป็นมีเธน (CH 4 ) พลังงานที่ได้จากการเกิดพันธะเพิ่มขึ้นอีกสองพันธะ มากเกินกว่าพลังงานที่จะใช้ในการดึงอิเล็กตรอนจาก ออร์บิทัล 2s ไปยังออร์บิทัล 2p Z ดังนั้นคาร์บอนในสภาพวาเลนซี 4 จึงอยู่ตัว

ไฮบริไดเซชัน (Hybridization)

ไฮบริไดเซชัน( hybridization ) คือ ปรากฏการณ์ที่เกิดขึ้นเมื่อมีการผสมระหว่างอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่ต่างกันแต่อยู่ในเชลล์เดียวกัน อิเล็กตรอนที่ผสมกันนี้จะเกิดเป็นออร์บิทัลใหม่ที่มีสมบัติเหมือนกันทุกประการ และมีจำนวนเท่ากับออร์บิทัลต่าง ๆ ที่มีผสมกัน ไฮบริไดเซชันมีหลายชนิดด้วยกัน เช่น ไฮบริไดเซชันแบบ sp3, sp2,sp, d2sp3, dsp2, dsp3แต่ที่พบในสารประกอบคาร์บอนมีสามชนิด คือ ไฮบริไดเซชันแบบ sp3, sp2และ sp

1. ไฮบริไดเซชันแบบ sp3เกิดขึ้นเมื่อคาร์บอนถูกล้อมรอบด้วยอะตอมอื่นสี่อะตอม เช่น ในโมเลกุลของมีเธน ในมีเธนเราพบว่า คาร์บอนไม่ได้ใช้อิเล็กตรอนในสภาพ 1s2, 2s1,อิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวทั้งสี่ออร์บิทัลจะผสมกันเกิดเป็นออร์บิทัลใหม่ขึ้นสี่ออร์บิทัล เรียกว่า ออร์บิทัล sp3ออร์บิทัล sp3ทั้งสี่มีคุณสมบัติและลักษณะเหมือนกันทุกประการคือ มีลักษณะและคุณสมบัติเป็นออร์บิทัล s ร้อยละ 25 ออร์บิทัล p ร้อยละ 75 และทำมุมระหว่างกัน 109 องศา 28 ลิปดา เนื่องจากเป็นการผสมกันระหว่างออร์บิทัล s หนึ่งออร์บิทัลและออร์บิทัล p สามออร์บิทัล จึงเรียกว่าไฮบริไดเซชันแบบ sp3จากนั้นไฮโดรเจนทั้งสี่อะตอมจะใช้อิเล็กตรอนในออร์บิทัล 1s เกยเชื่อมกับออร์บิทัล sp3ของคาร์บอน เกิดพันธะโควาเลนท์สี่พันธะ โดยมีคาร์บอนอยู่ตรงกลาง มีไฮโดรเจนสี่อะตอมอยู่ที่มุมทั้งสี่ของรูปเหลี่ยมสี่หน้า (tetrahedron) และพันธะแต่ละพันธะจะทำมุมกัน 109 องศา 28 ลิปดา ดังรูป 1-17 และ 1-19

รูปที่ 1-17แสดงการเกิดพันธะในมีเธน อิเล็กตรอนที่เข้าคู่ในแต่ละออร์บิทัลโมเลกุล
เกิดจากการซ้อนทับของออร์บิทัล sp3 ของคาร์บอน และออร์บิทัล 1s ของไฮโดรเจน

รูปที่ 1-16 แสดงการเกิดออร์บิทัล
(ก) แสดงรูปตัลออร์บิทัล sp3
(ข)แสดงชุดออร์บิทัล sp3ทั้งสี่ออร์บิทัล

รูปที่ 1-19หุ่นจำลองโมเลกุลมีเธน(ก) เส้นประคือแกนของออร์บิทัลโมเลกุล

(ข) หุ่นจำลองแบบลูกกลมและแกน( ball-strick ) (ค) หุ่นจำลองแบบสกาล( Scale ) แสดงหมอกอิเล็กตรอนในโมเลกุล

นอกจากนี้ อะตอมของคาร์บอนยังสามารถเกิดพันธะ ที่อยู่ตัวระหว่างกัน ได้อืกด้วย เช่นในโมเลกุลของอีเธน (ethane) โดยที่คาร์บอนแต่ละอะตอมใช้ออร์บิทัล sp3สามออร์บิทัลรวมกับไฮโดรเจน ที่เหลืออีกออร์บิทัลหนึ่งมารวมกันเองตามแนวแกนเดียวกัน เกิดพันธะซิกมา หนึ่งพันธะ พันธะระหว่างคาร์บอนทั้งสองอะตอมนี้ เรียกว่า พันธะเดี่ยว (single bond) ซึ่งสามารถหมุนได้รอบ และมีความยาวพันธะ 154 pm หรือ 1.54 อังสตรอม

(ก) ออร์บิทัลโมเลกุลในอีเธน
(ข) แสดงการหมุนได้อย่างอิสระของพันธะซิกมาระหว่างคาร์บอน-คาร์บอน

2. ไฮบริไดเซชันแบบ sp2ในโมเลกุลเอทธิลีน (ethylene) อิเล็กตรอนเรียงเดี่ยวในออร์บิทัล 2s , 2pxและ 2pyของคาร์บอนแต่ละอะตอม จะผสมกันเกิดเป็นออร์บิทัลใหม่สามออร์บิทัล เรียกว่า ออร์บิทัล sp2ซึ่งมีสมบัติและลักษณะเป็นออร์บิทัล s ร้อยละ 33.3 ออร์บิทัล p ร้อยละ 66.7 และทำมุมระหว่างกัน 120 องศา ในแนวราบเดียวกัน แนวราบนี้จะตั้งฉากกับออร์บิทัล 2PZเนื่องจากเป็นการผสมระหว่างอิเล็กตรอนในออร์บิทัล s หนึ่งออร์บิทัล และ p สองออร์บิทัล จึงเรียกว่า ไฮบริไดเซชันแบบ sp2คาร์บอนแต่ละอะตอมจะใช้ออร์บิทัล sp2สองออร์บิทัล รวมกับไฮโดรเจน ที่เหลืออีกออร์บิทัลหนึ่งรวมกันเองตามแนวแกนเดียวกัน เกิดพันธะซิกมาหนึ่งพันธะ ส่วนออร์บิทัล 2pzของคาร์บอนทั้งสองอะตอมซึ่งตั้งฉากกับพื้นราบของออร์บิทัล sp2จะเกยเชื่อมกันตามด้านข้างในแนวแกนขนานกัน เกิดพันธะไพขึ้นอีกพันธะหนึ่ง ดังรูป 1-22 ดังนั้น ในโมเลกุลของเอทธิลีน คาร์บอนทั้งสองอะตอมจะจับกันด้วยพันธะสองพันธะ คือ พันธะซิกมาและพันธะไพ รวมเรียกว่า พันธะคู่ (double bond) พันธะไพที่เกิดขึ้นจะมีผลในการดึงอิเล็กตรอนให้เข้าใกล้กันมาก จึงทำให้ระยะระหว่างคาร์บอนทั้งสองอะตอมสั้นลงเหลือ 134 pm หรือ 1.34 อังสตรอม และพันธะไพ ยังมีผลทำให้พันธะคู่ตรึงอยู่กับที่ไม่สามารถหมุนได้อย่างพันธะเดี่ยว

ระดับพลังงานใดต่ำที่สุด

ระดับพลังงานย่อยคืออะไร

ระดับพลังงานของอิเล็คตรอนระดับใด (n) ที่มีค่าพลังงานน้อยที่สุด

ระดับพลังงานที่ 1 มีอิเล้กตรอนมากที่สุดเท่าใด