ELEKTRONLARIN ATOMİK ORBİTALLERE DAĞILIMI

Schrödinger denkleminin (1, 2) çözümü elektronların orbitalere nasıl dağılacağı konusunda bilgi verir. Elektronların atomda çekirdek etrafında nasıl dizildiğini ve bunu belirleyen kuralları anlamak için atomdaki enerji düzeylerini ve bunları belirlemek için kullanılan kuantum sayılarını bilmek gerekir. Scrödinger denkleminin çözümüne göre bu kuantum sayıları baş kuantum sayısı n, yan kuantum sayısı l ve magnetik kuantum sayısı m_l dir. Bu kuantum sayısından başka son bir kuantum sayısı ise spin kuantum sayısı s dir.

i. Baş Kuantum Sayısı (n) : Bohr kuantum kuramında olduğu gibi n; 1, 2, 3, ... değerleri alabilir. Sayıların yanısıra tabakaları göstermek için harflerde kullanılır. n = 1 ise bu birinci enerji seviyesini, n = 2 ise ikini enerji seviyesini gösterir.

Baş Kuantum Sayısı (n):	1	2	3	4	5	...
Tabakaları Gösteren Harfler :	K	L	M	N	O	...

ii. Yan Kuantum Sayısı (l) : baş kuantum sayısı ile tanımlanmış enerji seviyeleri daha alt enerji seviyeleri içerirler. Bir enerji seviyesindeki alt enerji seviyelerinin sayısı n - 1 tanedir. Örneğin n = 1 ise; alt enerji seviyelerinin l = 1 – 1 = 0 olup yoktur. Yani bir enerji seviyesi vardır. n = 2 için ; l = 1- 2 = 1 olup bir alt enerji seviyesi bulunması anlamına gelir. Bir başka deyişle 2 enerji seviyesi iki enerji seviyesi bulundurur demektir. Bir tabakadaki tabakaların sayısı baş kuantum sayısına eşittir. Alt tabakaları göstermek için harflerde kullanılır.

Yan Kuantum sayısı (l):	0	1	2	3	4	...
Alt Tabakaları Gösteren Harfler :	s	p	d	f	g	...

iii. Magnetik Kuantum sayısı (m_l) : Her alt tabaka ise bir veya daha fazla orbitalden oluşmuştur. Herbir alt tabakadaki her bir yörünge magnetik kuantum sayısı m_l ile gösterilir. Magnetik kuantum sayısının aldığı değerler - l ile + l arasında değer alırlar. Bu nedenle l = 0 ise ; m_l = 0 değerini alır. l = 1 ise; m_l = 0 , -1 , +1 değerlerini alır.

Enerji seviyeleri, alt enerji seviyeleri ve yörüngeler enerji düzeyleri için;

- Tabakların enerjileri, kuantum sayısı n artmasıyla artar.

- Kuantum sayısı n arttıkça tabakalar arasındaki enerji farkı azalmaktadır. 3. enerji seviyesinden başlayarak alt tabakalarının birbirlerine karıştığı gözlenir.

Baş Kuantum Sayısı		Yan Kuantum Sayısı		Magnetik Kuantum Sayısı ml	Alt Tabakadaki Yörünge sayısı
n	Tabaka	l	Alt tabaka
1	K	0	1s	0	1
2	L	0 1	2s 2p	0 -1 0 +1	1 3
3	M	0 1 2	3s 3p 3d	0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2	1 3 5
4	N	0 1 2 3	4s 4p 4d 4f	0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3	1 3 5 7

iv. Spin Kuantum Sayısı (s) : Yukarıdaki 3 kuantum sayısına ek olarak spin kuantum sayısı elektronun kendi ekseni etrafında dönmesi sonucu ortaya çıkar ve dönme hareketinin 2 yönde olması nedeniyle sadece iki değer alabilir. s = -1/2 ve s = +1/2 spin kuantum sayısı atom spektrumlarında gözlenen çizgilerin incelikli yapısını açıklamak için getirilen öneriler sonucu ortaya çıkmıştır. Bu öneri için denel kanıt, O. Stern ve W. Gerlack tarafından verilmiştir. Deneyde, gümüş metal buharı ince bir demet halinde güçlü bir magnetik alandan geçirilmiştir. Gümüş atomunda en dış yörüngede bir tek elektron vardır ve magnetik alandan geçen gümüş atomlarının iki yöne ayrıldıkları görülmüştür. Dönen yüklü tanecik magnetik özellik gösterdiğinden elektron küçük bir mıknatıs gibi davranır ve elektronun ikğii türlü dönme hareketi zıt yönlenmiş iki mıknatıs oluşturur. O halde spinleri zıt olan elektronları taşıyan atomlar iki yöne saparlar.

Sonuç olarak bir atomdaki herbir elektron dört kuantum sayısı; n, l, m_l, s ile gösterilebilir ve böylece elektronun bulunduğu yörünge ve dönme yönü belirlenebilir. Fakat elektronların alabileceği kuantum sayılarına ilişkin bir kısıtlama vardır. Bu Pauli ilkesi olarak bilinir. Buna göre; bir atomda, herhangi ikir elektronun bütün kuantum sayıları birbirinin aynı olamaz en azından biri farklı olmak zorundadır.örneğin bir yörüngeye ait n, l ve ml değerleri aynı ise bu yörüngeye girecek elektronlardan birinin spini +1/2 ise diğer elektron ancak -1/2 değerini alabilir. Bu nedenle, herhangi bir yörüngedeki elektron sayısı ancak 2 olabilir demektir.

Elektron spini, atom ve moleküller için gözlenen magenetik özelliklerin açıklanmasına yarar. Üç tür magentik özellikten söz edilebilir. Bir bileşik, magnetik alan tarafından çekilmez hatta hafifçe iteklenirse bu tür bileşiklerde spini bir yönde olan elektronların sayısı spini diğer yönde olan elektronların sayısına eşit demektir. Bu bileşikler diyamagnetik olarak adlandırılırlar. Magnetik alan tarafından hafifçe çekilen bileşikler ise paramagnetik olarak adlandırılır. Bu tür bileşiklerde spinleri bir yönde olan elektronların sayısı spini diğer yönde olanların sayısından farklıdır. Ferromagnetik maddelerde olarak adlandırılan diğer grup ise paramagnetik maddelerden daha güçlü olarak magnetik alandan etkilenirler. Bu maddelerin en önemlisi demirdir.

ATOMLARDA ELEKTRON DİZİLİŞLERİ :

Elektronlar atomik orbitalleri doldurdukça kuantum sayılarının durumuna göre atomun özelliklerini de belirlerler. Bu konuya daha ayrıntılı olarak ilerleyen konularda değinilecektir. Atomik orbitallere elektronların dağılımına ilişkin olarak kullanılabilecek bir çizim yanda görülmektedir. Herbir orbitale girebilecek elektron sayısı belli olduğundan herhangi bir atom numarası verilecek olursa o atom numarasına sahip atomun elektron konfigürasyonu kolayca yazılabilir.

Bir atomun elektron konfigürasyonunu göstermek için (i) alt tabaka simgeleri üzerine içerdikleri elektron sayısı yazılabilir (ii) daha ayrıntılı olarak yörüngeleri kısa çizgi ve spinleri farklı elektronları bunun üzerine aşağı yukarı yönlü okla göstererek yazılabilir.

veya	veya
veya	veya

Elektron sayısı arttıkça dağılımdaki soygaz yapısına kadar tekrarlanan dağılımı göstermemek için kısaltmalar kullanılabilir.

veya

veya

Karbon atomunda 6 elektron bulunduğuna göre aşağıdaki elektron dağılımlarından hangisi kullanılmalıdır?

(1) veya

(2) veya

(3) veya

Bunun yanıtı Hund kuralı ile verilebilir. Buna göre; en düşük enerjili veya temel haldeyken elektronlar n ve l kuantum sayıları aynı olan orbitalleri spin kuantum sayılarının cebirsel toplamı en büyük olacak şekilde doldururlar. Bu nedenle karbon atomunun elektron dağılımı 3 seçenek için doğrudur. Azottan neona kadar olan atomların elektron dağılımını

şeklinde yapabiliriz. Bazı atomların elektron dağılımları tam olarak yukarıda anlatılan kurallara uymayabilir. Bunlara örnek olarak ₂₄Cr ve ₂₉Cu dağılımı verilebilir.

fakat yapılan deneysel çalışmalar yapılarının

olarak bulunmuştur. Bu Jahn-Teller etkisi olarak adlandırılır. Buna göre; Eğer elektronlar dejenere enerji seviyelerini tam olarak dolduramazlarsa, dejenere olmayan enerji seviyelerindeki elektronlar kullanılır.

Elektron vermiş (iyonlaşmış) elementlerin elektron dizilişleri için enerji düzeyleri şeması kullanmak yanlışlığa yol açabilir. Örneğin demir atomunun iyonlaşması sonucu oluşacak elektron dağılımı;

₂₆Fe : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

₂₆Fe : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²

[₂₆Fe]⁺² : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

şeklindedir. Buradan da görüldüğü gibi iyonlaşma sonucu 3d elektronları değil 4s elektronları atomdan uzaklaşmıştır. Gerçekte de 3d elektronları ortalama olarak çekirdeğe 4s elektronlarından daha yakındırlar. Ve 4s elektronları daha kolay verilirler. Kural olarak iyonlaşma ile verilen elektronlar n sayısı en büyük olan elektronlardır. Bundan dolayı elementlerin elektron dizilişlerini enerji düzeyleri şemasına göre yazdıktan sonra alt tabaklarıı artan n sayısına göre düzenleyerek yeniden yazmak daha uygun olabilir. Örneğin ₅₃[I] ve ₅₃[I]^- için;

[₅₃I] : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁵

[₅₃I] : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵

[₅₃I] : [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵

[₅₃I]^- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

[₅₃I]^- : [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

[₅₃I]^- : [Xe]

Aynı elektron dizilişine sahip veya iyonlar izoelektronik olarak adlandırılırlar. Bu nedenle

[₅₃I]^- ve [Xe] izoelektroniktirler.