Elektron dizilişi

Suskun · 24 Ock 2010

Elektron dizilişi, elektronların atom çekirdeğinin çevresinde yerleşme düzenini belirten fizik terimi. Çoğunlukla kullanılan "yörüngeler" terimi, kesin bir konumu akla getirdiğinden, aslında iyi bir tanım sayıl maz. Onun yerine elektronların "zarflar" halinde küme lendikİeri söylenebilir. Zarf, çekirdeğin çevresinde, belirli bir ortalama uzaklığı bulunan bir bölgeyi temsil eder! Her zarfta elektronların kuvantum sayısına göre ,s. p, d,f,... diye adlandırılan kuşaklar yer alır. Her kuşakta en çok 2 elektron bulunduğundan, zarftaki elektronların sayısı da sınırlıdır. Zarflar çekirdekten başlanarak, dışa doğru numaralanırlar. En içteki K zarfında (n=l) 2 elektron yer alır (bunlar Is kuşağında bulunduklarından Is2 biçiminde gösterilirler). L zarfında (n=2) 8, M zarfında 18 elektron yer alır. Bu yüzden, tek elektronu bulunan hidrojenin elektron dizilişi Is (n=l) zarfının s kuşağındaki bir elektron) biçiminde gös terilir. 11 elektronu bulunan sodyumdaysa, n=l ve n='2 zarfları bütünüyle dolu, artan tek elektronsa n=3 zarfındadır (diziliş Isa2s-2p63sl biçimindedir).

ELEKTRONLARIN DİZİLİŞİ
Pauli Prensibi

* Elektronlar yörüngelere yerleştirilirken ;
* 2n2 formülüne uyarlar.
(n : yörünge sayısı, 1,2,3 .......... gibi tamsayılar)
* Son yörüngede maksimum 8 elektron bulunur.

Buna göre, her yörüngedeki elektron sayısı :
1. yörünge : 2.12 = 2 elektron
2. yörünge : 2.22 = 8 elektron
3. yörünge : 2.32 = 18 elektron
4. yörünge : 2.42 = 32 elektron alır.

Suskun · 18 Mrt 2012

Elektron Dizilişleri

Elektronların orbitalleri doldurmasında belirli kurallar vardır. Bunlar şöyle özetlenebilir:

Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur. Bir orbitalin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır. Aynı temel enerji düzeyindeki orbitallerin enerjileri arasındaki ilişki s < p < d < f şeklindedir. Buna göre enerjisi en az olan orbital 1s dir.

Bir orbital en fazla iki elektron taşıyabilir. Bir orbitaldeki iki elektronun dönme yönleri zıttır. bu ilkeye Pauli dışlama ilkesi denir. Elektronların bu şekilde dönmeleri, oluşturdukları manyetik alan yönlerinin zıt olmasını sağlar. Bu şekilde elektronlar sanki zıt kutupları yan yana getirilmiş iki mıknatıs gibi birbirini çeker.

Şu anda uygulanan en düşük enerjiden en yükseğe doğru elektronların sıralanışı,

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 şeklinde devam eder.

Bir orbital ve içindeki elektronlar, bir çember ve içine çizilen çapraz çizgi veya oklarla gösterilir.

1H: 1s1

2He: 1s2

5B: 1s2 2s2 2p1

Aynı temel enerji düzeyindeki eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer. Tüm orbitaller yarı dolu hale geldikten sonra orbitaller tam dolu hale geçmeye başlar. Bu kurala Hund (Hunt) kuralı denir.

6C: 1s2 2s2 2p2

8O: 1s2 2s2 2p4

10Ne: 1s2 2s2 2p6

Bir atomdaki orbitallerin tümünün tam dolu veya bazılarının tam dolu diğerlerinin yarı dolu olması hâline küresel simetrik elektron dizilişi denir. Elektron dizilişi s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile biten atomlar küresel simetrik elektron dağılımına sahiptir. Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır.

Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişlerinde aşağıdaki değişmeler olur.

ns2 (n-1) d4 yerine ns1 (n-1) d5

ns2 (n-1) d9 yerine ns1 (n-1) d10

Örneğin 24Cr'un elektron dizilişi: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde değil, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklindedir.

Aynı durum 29Cu'da da vardır. 29Cu'nun gerçek elektron dizilişi ise,

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 şeklinde yazılır.

Bu değişmeler yalnız ns ve (n-1)d orbitalleri arasında olur. Diğerlerinde bu tür değişme yoktur.

Elektron Dizilişlerinin Kısa Yazılışı

Atomların elektron dizilişleri soy gaz olarak bilinen ve elektron dizilişleri s2 p6 ile biten elementlerden yararlanılarak kısaltılabilir. Örneğin;

10Ne : 1s2 2s2 2p6,

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1'dir.

Na'un ilk 10 elektronunun dizilişi Ne'daki gibidir. Bu nedenle Na'un elektron dizilişi;

11Na : [Ne] 3s1

şeklinde kısaltılabilir.

Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi

Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji düzeylerine atlamış durumdadır.

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 (temel hâl)

11Na : 1s2 2s2 2p6 3p1 (uyarılmış hâl)

Değerlik Elektronları

Bir atomda iç enerji düzeylerindeki elektronlar atom çekirdeğine daha yakın olduklarından atoma daha sıkı bağlıdır. Ancak en dış enerji düzeyindeki elektronlar atoma daha gevşek bağlıdır. Elementlerin tepkimeye girerken aldıkları, verdikleri veya ortaklaşa kullandıkları elektronlar, atomun en dış katmanındaki bu gevşek bağlı elektronlardır. Elementlerin kimyasal özelliklerini belirleyen bu elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektron sayıları aynı olan elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.

İyonların Elektron Dizilişi

Negatif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde iyonun sahip olduğu toplam elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlanarak orbitallere yazılır.

Nötr azotun elektron dizilişi: 7N: 1s2 2s2 3p3'tür.

N-3 iyonunun elektron dizilişi: 7N-3: 1s2 2s2 2p6'dır.

Pozitif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde, önce atomun nötr haldeki elektron dizilişi yazılır. Sonra yüksek enerjili orbitallerden başlanarak yük sayısı kadar elektron orbitallerden çıkarılır.

17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

17Cl+5 : 1s2 2s2 2p6 3s2

Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden, sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır.

26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

26Fe+2 : [18Ar] 3d6

Elektron dizilişi

Suskun

V.I.P

Suskun

V.I.P

Benzer konular