ความแตกต่างระหว่างแผนภาพการโคจรและการกำหนดค่าอิเล็กตรอน

2024 ผู้เขียน: Alex Aldridge | [email protected]. แก้ไขล่าสุด: 2023-12-17 13:51

ความแตกต่างที่สำคัญระหว่างแผนภาพการโคจรและการจัดโครงแบบอิเล็กตรอนคือแผนภาพการโคจรแสดงอิเล็กตรอนในรูปลูกศรซึ่งบ่งบอกถึงการหมุนของอิเล็กตรอน แต่การกำหนดค่าอิเล็กตรอนไม่แสดงรายละเอียดเกี่ยวกับการหมุนของอิเล็กตรอน

แผนภาพการโคจรแสดงการจัดเรียงของอิเล็กตรอนที่กำหนดโดยการกำหนดค่าอิเล็กตรอน การกำหนดค่าอิเล็กตรอนให้รายละเอียดเกี่ยวกับการกระจายของอิเล็กตรอนตลอดวงโคจรของอะตอม แต่แผนภาพการโคจรแสดงการหมุนของอิเล็กตรอนด้วย นี่คือความแตกต่างพื้นฐานระหว่างแผนภาพการโคจรและการจัดโครงแบบอิเล็กตรอน

ออร์บิทัลไดอะแกรมคืออะไร

แผนภาพการโคจรเป็นแผนภาพประเภทหนึ่งซึ่งแสดงการกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมและระบุการหมุนของอิเล็กตรอนเหล่านั้น เป็นประเภทของสัญกรณ์ที่แสดงว่าออร์บิทัลใดถูกเติมและออร์บิทัลใดถูกเติมบางส่วน ที่นี่เราใช้ลูกศรเพื่อเป็นตัวแทนของอิเล็กตรอน ทิศทางของหัวลูกศร (ขึ้นหรือลง) หมายถึงการหมุนของอิเล็กตรอน

รูปที่ 01: Orbital Diagram for Nitrogen

ออร์บิทัลสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ตามหลักการกีดกันของ Pauli อิเล็กตรอนสองตัวในอะตอมเดียวกันไม่สามารถตั้งค่าเลขควอนตัมเดียวกันได้ ซึ่งหมายความว่าแม้ว่าตัวเลขควอนตัมอื่น ๆ จะเหมือนกัน แต่จำนวนควอนตัมสปินก็ต่างกันอิเล็กตรอนสองตัวในวงโคจรเดียวกันมีสปินตรงกันข้าม ภาพด้านบนแสดงตัวอย่างแผนภาพการโคจร

การกำหนดค่าอิเล็กตรอนคืออะไร

การกำหนดค่าอิเล็กตรอนเป็นวิธีการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอะตอมโดยแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหล่านั้นไปทั่วออร์บิทัล ก่อนหน้านี้ การกำหนดค่าอิเล็กตรอนได้รับการพัฒนาโดยใช้แบบจำลองอะตอมของบอร์ สิ่งนี้แม่นยำสำหรับอะตอมขนาดเล็กที่มีอิเล็กตรอนน้อยกว่า แต่เมื่อพิจารณาอะตอมขนาดใหญ่ที่มีอิเล็กตรอนจำนวนมาก เราต้องใช้ทฤษฎีควอนตัมในการคำนวณการกระจายอิเล็กตรอน

ตามกลศาสตร์ควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนเป็นสถานะของอิเล็กตรอนหลายตัวที่มีเลขควอนตัมหลักเหมือนกัน และเราตั้งชื่อเปลือกโดยใช้ตัวเลขที่ระบุระดับพลังงานและประเภทของวงโคจรที่เรากำลังพิจารณา เช่น 2s หมายถึงวงโคจร s ของเปลือกอิเล็กตรอนของระดับพลังงานที่ 2 นอกจากนี้ยังมีรูปแบบที่อธิบายจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่เปลือกอิเล็กตรอนสามารถบรรจุได้ในที่นี้ จำนวนสูงสุดนี้ขึ้นอยู่กับจำนวนควอนตัม azimuthal, l นอกจากนี้ ค่า l=0, 1, 2 และ 3 หมายถึงออร์บิทัล s, p, d และ f ตามลำดับ จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่เปลือกสามารถมีได้=2(2l+1) ดังนั้นเราจึงสามารถพัฒนาตารางต่อไปนี้

ออร์บิทัล	จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด 2(2l+1)
L=0 คือ s orbital	2
L=1 คือ p orbital	6
L=2 คือ d orbital	10
L=3 คือ f orbital	14

เมื่อพิจารณาสัญกรณ์การจัดอิเล็กตรอน เราจำเป็นต้องใช้ลำดับของเลขควอนตัม ตัวอย่างเช่น การกำหนดค่าอิเล็กตรอนสำหรับอะตอมไฮโดรเจนคือ 1s¹ ในที่นี้ สัญกรณ์นี้บอกว่าอะตอมของไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจร s ของเปลือกอิเล็กตรอนตัวแรก สำหรับฟอสฟอรัส การกำหนดค่าอิเล็กตรอนคือ 1s²2s²2p⁶3s² 3p^{3 แปลว่า; อะตอมของฟอสฟอรัสมีเปลือกอิเล็กตรอน 3 ตัวที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 15 ตัว}

ความแตกต่างระหว่างแผนภาพการโคจรและการกำหนดค่าอิเล็กตรอนคืออะไร

แผนภาพการโคจรแสดงการจัดเรียงของอิเล็กตรอนที่กำหนดโดยการกำหนดค่าอิเล็กตรอน ความแตกต่างที่สำคัญระหว่างแผนภาพการโคจรและการจัดโครงแบบอิเล็กตรอนคือ แผนภาพการโคจรแสดงอิเล็กตรอนในลูกศรซึ่งระบุถึงการหมุนของอิเล็กตรอน ในขณะเดียวกัน การกำหนดค่าอิเล็กตรอนไม่แสดงรายละเอียดเกี่ยวกับการหมุนของอิเล็กตรอน นอกจากนี้ ในรูปแบบสัญกรณ์ ไดอะแกรมการโคจรใช้ลูกศรเพื่อแสดงอิเล็กตรอน ในขณะที่การกำหนดค่าอิเล็กตรอนระบุอิเล็กตรอนโดยใช้ตัวเลข

ด้านล่างคือบทสรุปของความแตกต่างระหว่างแผนภาพการโคจรและการกำหนดค่าอิเล็กตรอน

สรุป – แผนภาพการโคจรเทียบกับการกำหนดค่าอิเล็กตรอน

ความแตกต่างที่สำคัญระหว่างแผนภาพการโคจรและการจัดโครงแบบอิเล็กตรอนคือแผนภาพการโคจรแสดงอิเล็กตรอนในลูกศรซึ่งระบุการหมุนของอิเล็กตรอน ในขณะที่การกำหนดค่าอิเล็กตรอนไม่แสดงรายละเอียดเกี่ยวกับการหมุนของอิเล็กตรอน