Elektronlar atom içinde farklı enerji seviyelerine sahiptir. Her elektron belirli bir enerjiyesine sahiptir ve bir atomda aynı enerji seviyesine sahip ikiden fazla elektron bulunmaz. Bu da, her elektron arasında kesin bir enerji farknın bulunduğunu gösterir.

Her elektronun ait olduğu enerji seviyeleri "dört kuantum" sayısı ile belirlenir. Muhtemel enerji seviyeleri sayısı ilk üç kuantum sayısı ile belirlenir.

1. Ana Kuantum Sayısı n ile gösterilir (1, 2, 3, 4, 5 ....n) Bunlar, elektronların ait olduğu kuantum kabuğunu işaret eder. Genellikle kuantum kabukları bir harfle belirlenir; n=l kabuk K, n=2 için L, n=3 için M ve vb.

2. Her kuantum kabuğunda enerji seviyeleri sayısı, azimuthal kuantum sayısı l ve manyetik kuantum sayısı m_l ile belirlenir. Azimuthal kuantum sayıları l = 0, 1, 2, ..., n-1 sayılarıyla da belirlenebilir. Örneğin n = 2 ise, bu durumda l = 0 ve f = 1 olmak üzere iki azimuthal sayısı vardır. Bu kuantum sayıları küçük harflerle gösterilirler.

l = 0 için s

l = 2 için d

l = 1 için p

l = 3 için f

Manyetik kuantum sayısı m_l her azimuthal kuantum sayısı için enerji seviyeleri veya orbital (yörünge) sayılarını verir. Her l için manyetik kuantum sayılarını toplam sayısı 2l +1 dir. ml için değerler l ile l + l arasındaki tam sayılarla verilir. l = 2 için 2 (2)+ 1=5 manyetik kuantum sayısı vardır ve değerleri -2, 1, 0, +1 ve +2' dir.

3. Pauli dışlama prensibi, her orbitalde (yörüngede) her biri zıt elektronik dönmeli (spinli) ikiden fazla elektronun bulunmayacağını ifade eder. Dönme kuantum sayısı m_s, farklı spinleri belirlemek için, + ¹/₂ ve - ¹/₂ değerlerini gösterir.

Bir   atomun   elektronik   yapısını   belirlemek   için   genellikle   kullanılan   steno   usulü notasyonlarla, temel kuantum sayısının sayısal değeri, küçük harflerle orbital kuantum sayısı ve üs orbitaldeki elektron sayıları gösterilir.

ELEKTRONİK YAPILARDAN BEKLENEN SAPMALAR :

Elektronik yapının düzenli olarak sıralanması, özellikle atom numarası arttığında, d ve f seviyeleri dolmaya başladığı zaman, devam etmez. Örneğin atomik numarası 26 olan demirin elektronik yapısı şöyle verilebilirdi.

Is² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ [3d⁸]

Bir atomun valansı, atomun diğer bir elementle kimyasal birleşime girme yeteneği ile ilişkilidir ve genellikle kombine edilmiş sp seviyesinin en dışındaki elektron sayısı ile belirlenir. Valans örnekleri ;

Fosfor oksijenle birleştiğinde beklenilen beş valansa sahiptir. Fakat fosfor hidrojenle reaksiyona girdiğinde valansı sadece üçtür ( 3p seviyesindeki elektronlar).

Bir atom sıfır valansa sahip ise elektronlar kimyasal reaksiyona girmez ve element asaldır. Örnek olarak argonun sahip olduğu elektron yapısı verilebilir.

Diğer atomlar da "sp" seviyelerinde sekiz elektronla tamamen dolu, veya tamamen boş olmayı tercih ederler. Aşağıda elektronik yapısı verilen alüminyumun dış sp seviyesinde.

Bir alüminyum atomu, 3 sp seviyesini boşaltmak için dıştaki üç elektronunu kolaylıkla verir. Alüminyumun kimyasal davranışı ve atomik bağının tabiatı bu üç elektronun çevresindeki atomlarla etkileşim mekanizmasıyla belirlenir.

dış "3 sp" seviyesinde yedi elektron vardır. Klorun reaksiyona girme yeteneğini, dış enerji seviyesine bir elektron alarak doldurma isteği belirler.

Elektronegatiflik bir atomun bir elektron alma eğilimini tarif eder. Klor gibi dış enerji seviyeleri hemen hemen tamamen doldurulmus atomlar güçlü elektronegatiftirler ve kolaylıkla elektron alırlar. Buna karşın sodyum gibi dış seviyeleri hemen hemen boş olan ;

 kaynak:

• Atomun Elektronik Yapısı