Atomlarda Elektron Dizilimi
kaynağı değiştir]
Fizikçiler ve kimyacılar atom ve moleküllerin elektron dizilimlerini göstermek için standart gösterim tipini kullanırlar. Atomlar için bu gösterim, atom orbitalleri dizisi ile (örneğin Fosfor elementi için 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) her bir orbitale ait elektron sayısı ile ifade edilir. Elektron sayısı orbitalin üst indisine yazılır. Örneğin hidrojen atomunun birinci kabuğundaki s orbitalinde yalnızca 1 elektron vardır, dolayısıyla hidrojen atomunun elektron dizilimi 1s1 gösterimi ile ifade edilir. Lityum atomunun 1s alt kabuğunda 2 elektron vardır, daha üst enerji seviyesi olan 2s alt kabuğunda ise 1 elektron vardır, böylelikle Lityum atomunun elektron dizilimi 1s2&#;2s1&#;gösterimi (okunuşu ise “bir-s-iki, iki-s-bir) ile ifade edilir..&#;Atom numarası 15 olan Fosfor elementinin elektron dizilimi ise şöyledir:&#;1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Çok fazla elektrona sahip olan atomlar için bu gösterim şekli çok uzun olabilir bundan dolayı kısaltılmış gösterimler kullanılır. Çünkü daha önce ifade edilmiş bütün alt kabuklar (son alt kabuklardan bazıları için söyleyebiliriz bunu) asal gazlardan herhangi birinin elektron dizilimiyle aynıdır. Örneğin Fosfor elementi Neon elementinden (Neon’un elektron dizilimi 1s2 2s2 2p6 şeklindedir) sadece üçüncü kabuğu olması bakımından farklılık taşır. Böylelikle, Neon elementinin elektron dizilimi çekip alınır ve Fosfor elementinin elektron dizilimi şöyle yazılır:&#;&#;[Ne] 3s2 3p3. Bu düzenleme, elementlerin kimyasını en dış kabuktaki elektronlar belirlediği için oldukça yararlıdır.
Verilmiş bir dizilim için, orbitalleri yazma sırası sabit değildir yalnızca dolu orbitaller fiziksel öneme sahiptir. Örneğin temel haldeki Titanyum&#;elementinin elektron dizilimi &#;[Ar] 4s2 3d2&#;ya da [Ar] 3d2 4s2&#;şeklinde yazılabilir. İlk gösterim şekli nötr atomların dizilimine uygun olan Madelung ilkesine dayandırılarak yazılmıştır. 4s orbitali Ar, K, Ca, Sc, Ti elementlerinde 3d orbitalinden önce doldurulur. İkinci gösterim şeklinde, atomlar pozitif iyon haline gelebilmek için elektronları orbital enerjisinin tersiyle orantılı bir sıra içinde uzaklaştırırlar.&#;Ti4+, Tı+3, Ti+2, Ti+,Ti serisinde, 3d orbitali 4s orbitalinden önce doldurulur.
Tek elektrona sahip orbitallerde üst indis olan 1’i yazmak zorunlu değildir. Orbitalleri tanımlayan s,p,d,f harflerini italik ya da eğik olarak yazmak oldukça yaygındır. Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliğinin orbital harflerinin normal yazı tipiyle yazılmasına dair önerilerine rağmen bu harflerin italik ya da eğik olarak yazılması yaygındır. Bu harflerin kökeni tayf çizgilerini kategorileştirme sisteminden gelmektedir. “sharp” ,” principal” “diffuse” ve “fundamental”. Bu sistem ince yapı gözlemlerine dayanmaktadır. Bunların güncel kullanımı açısal momentum kuantum sayısı olan l nin değerleri 0, 1, 2 ya da 3’ü belirtir. “f” harfinden sonra ise bu dizi alfabetik olarak “g”, “h” “i” … (l = 4, 5, 6) olarak devam eder. Nadiren ihtiyaç duyulsa da “i” harfinden sonra j’ye geçilir.&#;
Moleküllerin elektron dizilimi de buna benzer bir yolla yazılır. Aradaki fark, atomik orbital yerine moleküler orbital kullanılmasıdır (alt kısımda görebilirsiniz).
Enerji – Temel Hâl ve Uyarılmış Hâl[değiştir 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 ml 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 (ml) : Her alt tabaka ise bir veya daha fazla orbitalden oluşmuştur. Herbir alt tabakadaki her bir yörünge magnetik kuantum sayısı ml ile gösterilir. Magnetik kuantum sayısının aldığı değerler - lile + l arasında değer alırlar. Bu nedenle l = 0 ise ; ml = 0 değerini alır. l = 1 ise; ml = 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
1
3
3
M
0
1
2
3s
3p
3d
0
+1
+1+2
1
3
5
4
N
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
+1
+1+2
+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, ml, 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.
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 3d104s2 4p6 4d105s2 5p5
[53I] : [Kr] 4d105s2 5p5
[53I]- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 4d105s2 5p6
[53I]- : [Kr] 4d10 5s2 5p6
[53I]- : [Xe]
Aynı elektron dizilişine sahip veya iyonlar izoelektronik olarak adlandırılırlar. Bu nedenle
[53I]- ve [Xe] izoelektroniktirler.
nest...
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 ml 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 (ml) : Her alt tabaka ise bir veya daha fazla orbitalden oluşmuştur. Herbir alt tabakadaki her bir yörünge magnetik kuantum sayısı ml ile gösterilir. Magnetik kuantum sayısının aldığı değerler - lile + l arasında değer alırlar. Bu nedenle l = 0 ise ; ml = 0 değerini alır. l = 1 ise; ml = 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 | 1 3 |
3 | M | 0 1 2 | 3s 3p 3d | 0 +1 +1+2 | 1 3 5 |
4 | N | 0 1 2 3 | 4s 4p 4d 4f | 0 +1 +1+2 +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, ml, 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.
Elektron sayısı arttıkça dağılımdaki soygaz yapısına kadar tekrarlanan dağılımı göstermemek için kısaltmalar kullanılabilir.
|
|
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 3d104s2 4p6 4d105s2 5p5
[53I] : [Kr] 4d105s2 5p5
[53I]- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 4d105s2 5p6
[53I]- : [Kr] 4d10 5s2 5p6
[53I]- : [Xe]
Aynı elektron dizilişine sahip veya iyonlar izoelektronik olarak adlandırılırlar. Bu nedenle
[53I]- ve [Xe] izoelektroniktirler.