Elektron Konfigürasyonu Nedir?

Atom fiziği ve kuantum kimyasında elektron konfigürasyonu, atomik veya moleküler orbitallerde bir atom veya molekülün elektronlarının dağılımıdır. Örnek olarak neon atomunun elektron konfigürasyonu, 1s2 2s2 2p6 şeklindedir.  Elektronik konfigürasyon, elektronun diğer orbitaller tarafından oluşturulan alandaki bağımsız hareketi olarak tanımlanır. Konfigürasyonlar matematiksel olarak Slater determinantları veya konfigürasyon durumu fonksiyonları ile tanımlanır. Kuantum mekaniği yasalarına göre sadece bir elektronlu sistemlerde her elektron konfigürasyonu ile bir enerji seviyesi ilişkilendirilir. Belirli koşullarda elektronlar emisyondan absorpsiyon konfigürasyonuna foton olarak geçiş yapabilir. Farklı atomların elektron konfigürasyonu, elementlerin periyodik tablodaki dizilişlerinin anlaşılmasını sağlar. Elektron konfigürasyonu aynı zamanda atomları bir arada tutan kimyasal bağları açıklamak için de kullanılır. 

Tarihçe 

Irving Langmuir, Gilbert N. Lewis’in kübik atom teorisine ve Walther Kossel’in kimyasal bağ teorisine dayanarak atomik yapının konsantrik teorisini özetlediği “Atom ve Moleküllerde Elektronların Düzenlenmesi” başlıklı makalesinde elektron konfigürasyonu önerisinde bulunan ilk kişidir. Langmuir, periyodik cetvelin ve oktet kuralının gelişimine elektron atom yapısı üzerine yaptığı çalışmalarıla destek olmuştur. Niels Bohr, Langmuir’in elementlerin ortak özelliklerini elektron yapısı ile açıkladığı verileri atom modeline dahil etti. Bohr’un orijinal konfigürasyonları günümüz kimyası için garip gelmektedir. 

• Örnek olarak; 

Bohr kükürt dizilimini 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (2.8.6) yerine 2.4.4.6 olarak verildi. 

Bohr, Alfred Werner’ın 1893 tarihli makalesine göre 4 ve 6’yı kullandı. Bu elektronlarda eşmerkezli kabuk bulunmaktadır, ilk kabuk iki elektron içerirken diğer tüm kabuklar sekiz elektron tutma eğilimindedir.  Atomdaki değerlik elektronları 1904’te Richard Abegg tarafından tanımlandı. 1924’te E. C. Stoner, Sommerfeld’in üçüncü kuantum sayısını elektron kabuklarının tanımına dahil etti ve kükürtün kabuk yapısının 2.8.6 olduğunu doğru bir şekilde tahmin etti. Ancak ne Bohr’un ne de Stoner’ın sistemi, bir manyetik alandaki atomik spektrumdaki değişiklikleri (Zeeman etkisi) doğru bir şekilde tanımlamamaktadır.Bohr bu eksikliğin farkındaydı ve arkadaşı Wolfgang Pauli’ye kuantum teorisini (artık eski kuantum teorisi olarak bilinmektedir ) düzeltmesi için yardım istemiştir. Pauli, Zeeman etkisinin yalnızca atomun en dıştaki elektronlarından kaynaklanması gerektiğini fark etti ve Stoner’ın kabuk yapısına dördüncü bir kuantum sayısını ve dışlama ilkesini dahil ederek doğru alt kabuk yapısıyla yeniden oluşturabildiğini fark etti. Ana kuantum numarası n’nin aynı değerine sahip birden fazla elektronun diğer üç kuantum sayısı k [l], j [ml] ve m [ms] için aynı değere sahip olamayacağı bilinmelidir. 1926’da yayınlanan Schrödinger denklemi, hidrojen atomuna yönelik çözümün bir sonucu olarak dört kuantum sayısından üçünü verdi. Bu çözüm, bugün kimya ders kitaplarında gösterilen atomik orbitalleri gösterir. Atomik spektrumların incelenmesi, atomların elektron konfigürasyonlarının deneysel olarak belirlenmesine olanak sağladı ve atomik yörüngelerin elektronlarla doldurulma sırası için deneysel bir kural olan Madelung kuralını ortaya çıkardı.

Katmanlar ve Alt Katmanlar (Kabuklar)

Elektron konfigürasyonu ilk olarak Bohr atom modeli örnek alınarak tasarlandı. Elektronların kuantum mekaniği yapıları gibi kabuklar ve alt kabuklarda önemlidir. Elektron yörüngesi, elektronların işgal edebileceği temel kuantum numarasını (n (yörünge etiketindeki harften önceki sayı)) gösteren durumlar kümesidir.

ÖNEMLİ NOT:  Bir atom n’inci yörüngesinde 2n2 kadar elektron barındırabilir. n, yörünge sayısıdır.

• Örnek olarak; 

• ilk yörünge 2 elektron, 

• ikinci yörünge 8 elektron, 

• üçüncü yörünge 18 elektron barındırabilir.

2n2 ifadesindeki 2 çarpanı, elektron spini nedeniyle barınan elektron sayısı ikiye katlandığı için bu ifadede yer almaktadır. Her atomik orbitalden;

• Ters dönüşlü −1/2 (aşağı okla)
• Dönüşlü +1/2 (yukarı okla) gösterilir

Alt kabuk, bir kabuk içinde ortak bir azimut kuantum sayısı ℓ ile tanımlanan durumlar kümesidir. ℓ değeri, 0 ile n-1 arasındadır. ℓ = 0, 1, 2, 3 değerleri sırasıyla s, p, d ve f orbitallerine karşılık gelir. 

• Örnek olarak;

 3d alt yörüngesi n = 3 ve ℓ = 2 

Bir alt kabuğa yerleştirilebilecek maksimum elektron sayısı 2 (2ℓ + 1) ifadesi ile bulunur. Bu durumda bir alt kabukta 2 elektron, bir p alt kabuğunda 6 elektron, bir d alt kabuğunda10 elektron ve bir f alt kabuğunda 14 elektron bulunur.

Her bir kabuğu ve her bir alt kabuğu işgal edebilen elektron sayıları;

• kuantum mekaniğinin denklemlerinden
• aynı atomdaki iki elektronun dört kuantum sayısının aynı değerlerine sahip olamayacağını belirten Pauli dışlama ilkesinden hesaplanır.

Gösterim

Fizikçiler ve kimyagerler, atomların ve moleküllerin elektron konfigürasyonlarını belirtmek amacıyla standart bir gösterim kullanırlar. Atomlar için gösterim, her bir alt kabukta yer alan elektronların bir üst simge olarak yerleştirildiği bir dizi atomik alt kabuk etiketinden (örneğin fosfor için 1s, 2s, 2p, 3s, 3p dizisi) oluşur. 

• Örnek olarak;

• Hidrojenin ilk kabuğun s yörüngesinde bir elektron vardır, bu nedenle konfigürasyonu 1s1 olarak gösterilir. Lityumun 1s alt kabuğunda iki elektronu ve (yüksek enerjili) 2s alt kabuğunda bir elektronu vardır bu nedenle konfigürasyonu 1s2 2s1 (“bir-s-kare, iki-s-bir” olarak okunur) olarak yazılır.

• Fosforun atom numarası 15 olduğu için 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 olarak yazılır.

Çok elektrona sahip atomlar için bu gösterim uzun olabilir ve bu nedenle kısaltılmış bir gösterim kullanılır. Elektron konfigürasyonu, önceki soy gazın eşdeğer çekirdek elektronları ve değerlik elektronları olarak görselleştirilir. Bu durumda elementin yalnızca son alt kabuğu farklılık gösterdiği için daha kısa bir gösterim olur.

• Örnek olarak; 

Fosfor konfigürasyonu, 1s2 2s2 2p6 konfigürasyonuna sahip olan neondan yalnızca üçüncü kabuğu ile farklılık gösterir. Konfigürasyonun neon ile eşdeğer olan kısmı [Ne] olarak kısaltılır ve neon konfigürasyonunun ayrıntılarını açıkça yazmak yerine fosfor konfigürasyonu [Ne] 3s2 3p3 olarak yazılır. Bu kural, elementin kimyasında en dıştaki elektronlar daha etkin olduğu için gösterim kolaylığı sağlar. 

Konfigürasyon için yörünge yerleşimlerinin sadece fiziksel önemi olduğundan, orbitallerin yazılma sırası sabit değildir. 

• Örnek olarak; 

Titanyumun temel durumdaki elektron konfigürasyonu [Ar] 4s2 3d2 veya [Ar] 3d2 4s2 olarak yazılabilir. Nötr atomların konfigürasyonları Madelung kuralına dayanır. Ar, K, Ca, Sc, Ti dizisinde 4s, 3d’den önce doldurulur. Elektronlar pozitif iyonlar oluşturmak için belirli bir atomdan koparılma sırasının tersi olan yörünge enerjilerinin “spektroskopik” sırasına karşılık gelen, aynı n değerine sahip tüm orbitalleri gruplandırır; Ti4+ ,Ti3+ , Ti2+ ,Ti+, Ti dizisinde 4s orbitalinden önce 3d orbitali doldurulur.

ÖNEMLİ NOT: Tek  elektron bulunan bir alt kabuk için üst simge olarak  1 yazmak zorunlu değildir. 

• Örnek olarak;

Alüminyum, [Ne] 3s2 3p1 veya [Ne] 3s2 3p olarak yazılabilir.

Uluslararası Saf ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) normal bir yazı tipi önermesine rağmen, yörünge harflerinin (s, p, d, f) italik veya eğimli bir yazı tipiyle yazılması sık görülen bir durumdur. Azimut kuantum sayısı (l)sırasıyla 0, 1, 2 veya 3 ile gösterilir. f orbitalinden sonra dizi alfabetik olarak “g”, “h”, “i” … (l = 4, 5, 6 …), “j” yi atlayarak devam eder.

NOT: Moleküllerin elektron konfigürasyonları atomik yörünge gösterimi yerine moleküler yörünge gösterimi ile yazılmıştır.

Enerji -Temel Durum ve Uyarılmış Durumlar

Elektronun enerjisi onun yörüngesindeki enerjiden kaynaklanmaktadır. Bir konfigürasyonun enerjisi elektron-elektron etkileşimleri ihmal edilerek genellikle her elektronun enerjisinin toplamı olarak ifade edilir. En düşük elektronik enerjiye karşılık gelen konfigürasyona temel durum denir. Diğer durumdaki herhangi bir konfigürasyon uyarılmış durumdur.

• Örnek olarak;

 Sodyum atomunun temel durum konfigürasyonu , Aufbau prensibinden 1s2  2s2  2p6  3s1  olarak yazılır. Uyarılmış durumda, 1s2  2s2  2p6  3p1 konfigürasyonunu elde etmek için 3s elektronu 3p yörüngesine yükseltilmelidir. 

Atomlar, enerjiyi emerek veya yayarak bir konfigürasyondan diğerine geçebilir. 

• Örnek olarak;

 Sodyum atomları bir elektrik boşalmasıyla 3p seviyesine kadar uyarılır ve 589 nm dalga boyunda sarı ışık yayarak temel durumuna geri döner.

Değerlik elektronlarının uyarılması (sodyum için 3s gibi), görünür veya ultraviyole ışığın fotonlarına karşılık gelen enerjileri kapsar. Çekirdek elektronların uyarılması mümkündür ancak genellikle x-ışını fotonlarına karşılık gelen çok daha yüksek enerjiler gerektirir. 

• Örnek olarak; 

2p sodyum elektronunu 3s seviyesine kadar uyarmak ve uyarılmış 1s2  2s2  2p5  3s2 konfigürasyonunu oluşturur.

Kaynak: 1 (Erişim: )