GİRİŞ/KAYIT

Seçmeli Kimya 1

  • Ünite 1
  • MODERN ATOM TEORİSİ
1. KONU
  • Atomla İlgili Düşünceler
  • Dalton’un atom modeli üç varsayıma dayanır.

    1. Her bir element atom adı verilen çok küçük ve bölünemeyen taneciklerden oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerde oluşamazlar ve bölünemezler.
    2. Bir elementin bütün atomlarının kütlesi ve diğer özellikleri aynıdır fakat bir elementin atomları diğer bütün elementlerin atomlarından her yönüyle farklıdır.
    3. Kimyasal bir bileşik iki ya da daha çok sayıda elementin basit sayısal bir oranda birleşmesi ile oluşur.

    Atom Altı Tanecikler
    Bilim insanları bu konuda oldukça yoğun çalıştılar. Crooks, Stoney ve Thomson başta olmak üzere pek çok bilim insanının 1870-1900 yılları arasında yaptıkları çalışmalar, bütün atomlarda elektron adı verilen negatif (-) yüklü tanecikler bulunduğunu ortaya koydu. Elektronun yükü ve kütlesi, Thomson (1897) ve Millikan (1909) öncülüğünde çalışan ekipler tarafından yapılan deneylerle duyarlı olarak ölçülmüş, böylece ilk atom altı tanecik olan elektron tanımlanmıştı. Elektron bilinince, pozitif bir taneciğin varlığını tahmin etmek zor değildi. Çünkü atomun nötral olduğu biliniyordu. Yani, atomdaki elektronların negatif yükünü dengeleyecek pozitif (+) yüklü tanecikler (protonlar) gerekiyordu. Protonların varlığı deneysel olarak 1917 yılında E. Rutherford tarafından kanıtlanmıştır.

    Elektronun Keşfi
    Dalton’un atom teorisinde ve daha önceki atom teorilerinde atom maddenin en küçük parçacığı olarak kabul edildi .Elektroliz deneylerinden sonra bu düşüncelerde değişiklik meydana gelmiştir.Humphry Davy( Humphry_Davy ) elektrik akımı kullanarak bileşikleri ayrıştırmayı başarmış sodyum,stransyum,ve baryum elementlerini saf olarak elde etmiştir.Davy, elementlerin elektriksel çekim kuvvetlerinin etkisi ile bir araya gelerek bileşik oluşturdukları sonucuna ulaşmıştır.

    George Stoney Faraday’ın( çalışmalarına dayanarak atomlarda elektrik yüklü birimlerin varlığından söz etmiş bunlara elektron adı verilmesini önermiştir.Elektronların varlığına dair ilk kanıt William Crooks ( William Crookes )tarafından ortaya konuldu.Crooks oluşturduğu tüpte elektrotlar arasına yüksek gerilim uygulayarak tüpün çeperlerini sarı-yeşil renkte ışınların aydınlattığını gözledi.Tüpün orta sına yerleştirdiği bir cismin gölgesinin tüpün sonunda görülmesinin sebebini tüpün içinde oluşan ışınların varlığından kaynaklandığını belirtti.Bu ışınlar katot ışınları olarak bilinir.Kroksun oluşturduğu bu tüpe katot ışın tüpü denir Katot ışınları ,tüpün içine konulan gazın ve elektrotların yapıldığı cismin özelliklerine bağlı değildir.

    Elektronun Kütle ve Yükünün Bulunması
    Julius Plucker,katot tüpünde mıknatısla katot ışınlarının yön değiştirmelerini ve davranışlarını ilk izleyen bilim adamıdır.19.yüzyılın son yıllarında katot ışınları ayrıntılı olarak incelendi.Birçok bilim adamının deneyleri sonucunda katot ışınlarının hızla hareket eden eksi yüklü parçacıklar olduğu ortaya çıktı ve bu parçacıklar daha sonra Stoney’in önerdiği gibi elektron adı verildi. Thomson ( J.J._Thomson ), Pluckerin ( deneyini kullanarak havası tamamen boşaltılmış tüple yaptığı deneylerde önce elektrik alanında ışığın sapmasını daha sonra mağnetik alanda ışığın sapmasını gözlemiştir. Katot ışınlarının magnetik alanda sapmalarını izlemek için Her iki alandaki sapmaların birbirini yok etmelerini sağlayacak şekilde tüpe hem magnetik alan ,hem de elektrik alan uygulayarak ışığı sapmadan bir doğru boyunca ilerlemesini sağlamıştır. Katot ışınları bir elektrik alanı içinde yada magnetik alan içinde normal doğrusal yollarından saparlar.
    kimya 5 Özeti www.theinek.com sitesinden alınmıştır
    Bu sapmanın açısı :
    Tanecik yükü ile doğru orantılıdır.Yükü büyük olan tanecik az yük taşıyan tanecikten daha çok sapar.
    Tanecik kütlesi ile ters orantılıdır.Kütlesi büyük olan tanecik küçük olandan daha az sapar. Bundan dolayı yükün kütleye oranı bir elektrik alanı içinde elektronların doğrusal yoldan ne kadar sapacağını belirler.Elektronlar magnetik bir alan içinde de sapma gösterirler.Fakat bu durumda sapmanı yönü ,uygulanan magnetik alana dik yöndedir. Katot ışınlarının elektrik ve magnetik alanlar içindeki sapmalarını inceleyen Joseph T. Thomson , 1897’de bir elektronun yük değerini hesapladı ve olarak buldu. Uluslar arası sistemde (SI) Coulomb elektrik yükü birimidir

    e/m= -1,7588.10 -11 coulomb /kg

    1 Coulomb’luk yük miktarı Ag(NO3) çözeltisinden 1.118 gr Ag açığa çıkaran yük miktarı olduğunu hatırlayınız.

    Bir Coulomb’luk yük miktarı aynı zamanda ,bir amperlik akım tarafından iletkenin belirli bir noktasından bir saniyede taşınan yük miktarıdır.

    Katot ışınları negatif yüklü taneciklerin, bir sağanağıdır.

    Gazın cinsi ne olursa olsun yayılan ışının özellikleri aynıdır.

    Katot ışınlarını oluşturan tanecikler, hem maddenin ve hem de elektriğin ortak elektronlarıdır.

    Protonun Keşfi

    Thomson’a göre nötr bir atomda negatif yüklü elektronları dengeleyen pozitif yükler bulunmalıdır. Thomson bu pozitif yükleri de bir bulut olarak tanımlamıştır. Bu modele göre atomlar, negatif yüklü elektronların içinde yüzen pozitif yüklü elektrikten meydana gelmiş küreye benzemektedir. Thomson, atomun kütlesinin büyük bir kısmının da bu pozitif yüklü küreden oluştuğunu söylemiştir. Tasarladığı atom modelini üzümlü keke, kekteki üzümleri elektrona, kekin hamurunu ise protona benzetmiştir. Bir süre sonra Thomson’a“Negatif yüklü elektronlar tanecik yapısında olduğu hâlde pozitif yük neden ve nasıl kesiksiz olarak atomik hacmi doldurabiliyor?” sorusu sorulmuştur. Bu sorunun cevabıiçin üzümlü kekin içine bakmak gerekiyordu.

    Bunu da Yeni Zelandalı fizikçi Ernets Rutherford (Örnıst Radırford) yapmıştır. 1910 da önceleri Thomson ile çalışmış olan Rutherford, a taneciklerini kullanarak atomun yapısını incelemeye karar vermiştir.

    Rutherford, deneylerinde a taneciklerinin çoğunun metal yaprakların içinden sapmadan ya da çok az sapma yaparak geçtiğini görmüştür. Bazı taneciklerin de büyük bir açı ile sapma yaptığını tespit etmiştir. Hatta bazen a taneciğinin geldiği yöne doğru geri döndüğünü belirlemiştir. Bu deney sonuçlarını açıklayabilmek için Rutherford yeni bir atom modeli oluşturmuştur. Rutherford, modelinde atomun büyük bir kısmının boşluktan oluştuğunu söylemiştir. Ona göre böyle bir yapıda a taneciklerinin büyük bir bölümü altın yaprağın içinden sapmadan veya çok az sapmalarla geçebilirdi. Ayrıca atomdaki pozitif yüklerin tümünün atomun içinde yoğun ve merkezî bir çekirdekte odaklandığını öngörüyordu. Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir a taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir kuvvetle itiliyor ve sapıyordu. Rutherford açıklamalarını “çekirdekli atom modeli” olarak bilinen biratom kuramı üzerine kurdu. Bu atom modeli şu özelliklere sahiptir:

    1. Bir atomun kütlesinin çok büyük bir kısmı ve pozitif yükün tümü, çekirdek denen çok küçük bir bölgede yoğunlaşır. Atomun büyük bir kısmı boş bir uzay parçasıdır.
    2. Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır.
    3. Çekirdeğin dışında, çekirdek yüküne eşit sayıda elektron bulunur. Atomun kendisi elektrik yükü bakımından nötrdür.

    Rutherford’un atom modeline göre atomların çekirdeklerinde pozitif yüklü temel tanecikler vardır. Ruhterford’un kendisi havadaki azot atomları tarafından saçılan alfa parçacıklarını incelerken (1919) bu parçacıkları keşfetmiş ve bunlara proton adını vermiştir. Alfa (a) parçacıkları ile azot atomları çarpıştığında protonların açığa çıktığın saptamıştır.

    Nötronun Keşfi

    Rutherford ve bazı araştırmacılar, atom çekirdeğinde başka bir atom altı parçacığın daha olması gerektiğini düşünüyorlardı. Rutherford kendi atom modelinde de bahsettiği gibi “Pozitif yükün büyüklüğü atomdan atoma değişir ve elementin atom ağırlığının yaklaşık yarısıdır.” öngörüsü ile atomun yapısında başka taneciklerin de olduğunu ve bunların yüksüz olması gerektiğini düşünmüştür. Nötronların varlıklarının tahminini Rutherford yapmış ancak bu taneciklerin var olduğunu kanıtlayamamıştır. Bunun kanıtı 1932’de İngiliz fizikçi James Chadwick (Ceymis Çedvik) tarafından gösterilmiştir. Chadwick, önce bir berilyum (Be) levhayı a tanecikleri ile bombardıman etmiştir. Bunun sonucunda berilyum metali, a ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yayınlamıştır. Daha sonraki deneyler bu ışınların protonun kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan yüksüz taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Chadwick bu taneciklere nötron adını vermiştir.
    Bu Konu www.theinek.com dan alınmıştır
    Elektromanyetik Işınların Dalga ve Tanecik Karakterleri

    Atom ve molekül gibi küçük taneciklerin özelliklerinin büyük cisimler için üretilen yasalarla açıklanamayacağını kavramak uzun zaman almıştır. Bu durumun kabullenilebilmesi ise daha da uzun bir süre gerektirmiştir. Max Planck (Maks Plank), 1900 yılında fizikte yeni bir dönem başlatmıştır. Değişik sıcaklıklarda ısıtılan katıların yayınladığı ışımaya ilişkin verileri inceleyen Planck, atom ve moleküllerin sadece enerji paketçikleri (kuant) adı verilen belirli miktarlardaki enerjiyi yayınladıklarını keşfetmiştir. Planck kuantum kuramı tüm fiziği altüst etmiştir.

    Dalga, titreşimle enerjiyi aktaran bir olgu olarak düşünülebilir. Bir dalganın hızı, dalganın türüne ve yol aldığı ortama (örneğin hava, su, boşluk) bağlıdır.

    ▶ Dalga boyu (λ, latince lamda): Ardışık dalgalarda, eş noktalar arasındaki uzaklığa denir.

    ▶ Genlik (A): Dalganın orta çizgisinden tepesine veya çukuruna olan dik mesafeye denir. Yükseklik olarak da bahsedilebilir. Dalganın şiddeti genliğin karesi ile doğru orantılıdır.

    ▶ Frekans (ν, Latince nü) : Belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Birimi Hertz (Hz) veya s 1 ’dir.

    ▶ Hız (c): Boşlukta, bütün elektromanyetik dalgalar dalga boyundan bağımsız ışık hızı ile hareket ederler. Işık hızı c sembolü ile gösterilir ve değeri 2,99 x108 m/s’dir.

    Radyo dalgalarının dalga boyları çok uzundur. X- ışınlarının dalga boyları düşük, gama ( c ) ışınlarının dalga boyları ise çok daha düşüktür. Her elektromanyetik dalganın bir dalga boyundan bahsedilebilir. Bir elektromanyetik dalganın dalga boyu ne kadar büyükse enerjisi ve frekansı o kadar küçüktür. Radyo dalgaları gibi dalga boyu büyük ve düşük enerjili ışınların canlılara çok zararı yoktur. Ancak çeşitli radyoaktif bozunmalar sonucu oluşan c ışınlarının dalga boyları çok düşük, enerjileri çok yüksek olduğundan organizmaya ve DNA’nın yapısına büyük zararları vardır.

    İnsan gözü her dalga boyundaki elektromanyetik dalgayı algılayamaz. İnsan gözünün görebildiği dalga boyuna sahip ışınların bulunduğu bölgeye görünür bölge denir. Görünür bölgedeki ışığın dalga boyu 380 – 760 nm arasında değişir. Yaklaşık 380 - 420 nm dalga boyuna sahip ışık insan tarafından mor, 680 - 760 nm dalga boyuna sahip ışık da kırmızı olarak algılanır. Bir ışığın farklı renklerde görülmesi, farklı dalga boylarına sahip olduğu anlamına gelir. Bir sokak lambasındaki ışığın enerjisi veya frekansı değiştirildiğinde dalga boyu da değişecek ve farklı renkte görülecektir.

    Elektromanyetik dalgaların (ışığın) herhangi bir ortamdaki hızı boşluktaki hızından daha düşüktür. Bunun için ışık, bir ortamdan başka bir ortama geçtiğinde kırılır. Boşlukta aynı hıza sahip olan farklı dalga boyundaki elektromanyetik dalgaların havada veya başka bir ortamda az da olsa farklı hızlara sahip olduğu görülür. Bunun için beyaz ışık, boşluktan yoğun bir ortam olan cam prizmaya gönderildiğinde farklı dalga boylarındaki ışıklar farklı açılarla kırılacaktır.

    Beyaz ışığın kırılması sonucunda görünür bölgede oluşan mor ışık dalga boyu en düşük, enerjisi ve frekansı en büyük ışıktır. Kırmızı ışık ise görünür bölge içinde dalga boyu en büyük, enerjisi ve frekansı en düşük ışıktır. Frekansı kırmızı ışıktan daha düşük olan ışığa kızılötesi (IR veya Infrared), frekansı mor ışıktan daha yüksek olan ışığa ise morötesi (UV veya ultraviyole) ışınlar denir. Görünür bölge dışında kalan ve insan gözünün duyarlı olmadığı elektromanyetik dalgalar görülemez ancak dolaylı yollardan incelenebilirler. Atom veya hidrojen bombasının patlamasından oluşan c ışınlarının enerjileri çok yüksektir. X–ışınları kullanarak kemiklerimizin röntgen filmini çektirebiliriz. Kızılötesi ışınları kullanarak gece görüş kameraları yapabiliriz.

    Elektromanyetik ışımaların maddenin yapısındaki atomlar ile etkileşimini inceleyen bilim dalına spektroskopi, ışımaların incelendiği araçlara spektroskop, elde edilen spektrumların kaydedildiği araçlara ise spektrometre denir.

    Işığın Dalga - Tanecik İkiliği

    Bilim insanları çok uzun yıllar ışığın tanecikli yapıda olduğunu savunmuşlardır. Işığın tanecikler hâlinde olduğunu söyleyen ilk bilim insanı İngiliz Isaac Newton (Ayzek Nivton) olmuştur. Işığın tanecikli yapıda olması, kırılması veya yansıması gibi özelliklerinin açıklanmasında kullanılmıştır. Ancak Christian Huygens (Kristiın Huygıns) bir ışık kaynağından ışığın yayılmasını, oluşturduğu çok yüksek titreşimlerin saydam ortamlarda dalgalar hâlinde yayılması olarak tanımlamıştır. Işığın dalgalar hâlinde yayıldığı teorisi kanıtlanamadığından uzun süre kabul görmemiştir. İngiliz fizikçi Thomas Young (Tomas Yang), yaptığı deneyde ışığı tek bir delikten geçirerek noktasal ışık kaynağı hâline getirmiş, daha sonra noktasal kaynaktan gelen ışığı iki ayrı delikten geçirerek ışık dalgalarının girişim yapmasını sağlamıştır.

    Belirli bir büyüklük hâlinde alınıp verilebilen bu enerji paketlerine kuantum, ışımanın enerjisine de kuantum enerjisi denmiştir. Bu Planck’ın kuantum kuramıdır.

    Albert Einstein (Albert Aynştayn) ışık hızı ile hareket ettiği kabul edilen bu enerji paketlerine foton demiştir. Einstein’a göre ışıma enerjisi fotonların dalgalar hâlinde yayınması ile taşınıyordu. Işık fotonlar hâlinde olduğundan sürekli değil kesiklidir.

    Fotoelektrik Olay

    1900 yılında Planck’ın kuantum kuramını oluşturmasından sonra 1905 yılında Alman-Amerikan fizikçi Albert Einstein bu kuramı kullanarak fiziğin başka bir gizemi olan fotoelektrik olayını çözmüştür. 1888’de Heinrich Hertz (Henrih Hertz) belirli metallerin yüzeyine ışık çarptığında metalden elektron boşalımı olduğunu keşfetmiştir. Bu olay fotoelektrik olaydır. Fotoelektrik olayda;

    ▶ Metalin elektron yayınlaması, yalnızca gelen ışığın frekansı belirli bir eşik değerinin üzerine çıktığında gerçekleşir.

    ▶ Eşik değere ulaşıldığında yayınlanan elektron sayısı gelen ışığın şiddetine bağlıdır.

    ▶ Yayınlanan elektronların kinetik enerjisi ışığın frekansına bağlıdır.

    Tanecik modeline göre h x ν gibi bir enerjiye sahip olan foton, bir değerlik elektronuna çarptığında foton enerjisi elektron tarafından soğrulur. Bu şekilde fotoelektrik olayı oluşturan en düşük ışık frekansına eşik frekansı denir.

    h x ν = KE + BE

    Eşitlikte KE kopan elektronun kinetik enerjisi, BE ise elektronun yüzeye bağlanma enerjisidir. Fotonun enerjisi ne kadar büyük olursa kopan elektronların enerjisi de o kadar büyük olur. Buna göre bir metalin yüzeyine düşen ışığın şiddeti ne kadar fazla ise metalden kopan elektron sayısı da o kadar fazla olur. Işığın frekansı ne kadar yüksek ise kopan elektronların kinetik enerjileri de o kadar büyük olur.Kaynak : www.theinek.com

    Atom Spektrumları

    Elektromanyetik ışımanın bazı özelliklerini öğrendik. Elektromanyetik ışımalar kullanarak atom hakkında bilgi edinebiliriz. Beyaz ışık prizmadan geçirildiğinde yapısındaki farklı dalga boylarına göre kırılır ve görünür bölgede mordan kırmızıya kadar ışık demetlerine ayrışır. Işığın prizmadaki kırılma açısı dalga boyu ile ilgilidir. Beyaz ışığın prizmadan geçirilmesi ile oluşan farklı renklerdeki ve farklı dalga boylarındaki ışıklar, bir ekranda kesiksiz (sürekli) spektrum oluşturur. Beyaz ışık (güneş ışığı) spektrumu kesiksizdir ancak elementlerden elde edilen ışımalar kesiklidir. Bir element belirli bir sıcaklığa kadar ısıtıldığında ışıma yapar. Bu ışıma bir prizmadan geçirilip ekrana yansıtılırsa kesikli (çizgi) spektrum elde edilir.

    Çizgi spektrumda, element atomları görünür bölge içinde parlak çizgiler oluşturur. Elementler dışarıdan enerji aldıklarında çekirdek yapılarına göre farklı sayıda ve yörüngede elektronları bulunduğundan kendilerine özgü dalga boylarında ışıma yaparlar. Bu ışıma ekranda bir spektrum oluşturur. Bu durumda her elementin kendine özgü bir çizgi spektrumu olduğu söylenebilir. Bu spektrum o elementin kimlik kartı gibidir.

    Ayrıca bir elementin yayınma spektrumu gibi soğurma (absorpsiyon) spektrumu da vardır. Bir element, hangi dalga boyunda ışık yayınlayarak kesikli spektrum oluşturuyorsa aynı dalga boyundaki ışıkları da soğurabilir.

    Bohr Atom Modeli

    1913 yılında Niels Bohr (Niıl Bohr), hidrojen atomunun spektrumları ile Planck ve Einstein’in kuantum düşüncesini bir araya getirerek hidrojen atomu için bir atom modeli önermiştir. Bohr, hidrojen atomu için çekirdeğin çevresinde belirli yörüngelerde hareket eden elektrondan oluşan basit bir model oluşturmuştur.

    Bohr, klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu için aşağıdaki varsayımları ortaya atmıştır:

    1) Elektron, çekirdeğin çevresindeki dairesel yörüngelerde hareket eder. Her yörüngenin belirli bir enerjisinden bahsedilir.

    Enerji düzeyi olarak bahsedilen yörüngeler harflerle (K, L, M, N, O, P, Q) veya rakamlarla (n=1, n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7) gösterilebilir.

    2) Hidrojen atomunda bir elektron en düşük enerji seviyesinde (n = 1) bulunmak ister. Bu durum temel hâl olarak tanımlanır. Atom dışardan enerji aldığında elektron daha yüksek enerjili 2, 3 veya 7. enerji düzeyine çıkabilir. Bu durumdaki atom uyarılmış hâlde olur. Elektron tamamen koparılabilir. Bu durum ise iyon hâl olarak tanımlanır.

    3) Bir elektron bir yörüngede ne kadar kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi sabit kalır. Elektron üst enerji seviyelerine dışarıdan enerji alarak çıkar ve böylece kararsız bir yapıda bulunur. Kendiliğinden tekrar alt enerji seviyelerine inerken de ışıma yapar. Aldığı enerjiyi ışıma enerjisi olarak yayınlar.

    Bohr atom kuramı, elektronların enerjilerini hesaplama imkânı sağlar. Çekirdekten tamamen uzaklaşmış (koparılmış) elektronun enerjisi sıfır kabul edilir.

    Hidrojenin enerji düzeyi diyagramına göre bir elektron 2,18 x10–18 J değerinde bir enerji kazanırsa n = ∞ yörüngesine geçmiş yani çekirdekten kopmuş demektir. Bu durumda hidrojen atomunun 1+ yüklü iyonu oluşur. Elektron 2 veya daha yüksek sayılı bir yörüngeden birinci enerji düzeyine inerse morötesi ışık (UV) şeklinde enerji yayınlar. Bu ışıma serisine Lyman serisi denir.

    Elektron daha üst enerji seviyelerinden n = 2 yörüngesine inerse görünür bölgede ışık yayınlar. Bu ışıma serisine Balmer serisi denir. Elektronun üst enerji seviyesinden n = 3 yörüngesine geçişlerinde ise kızılötesi bölgede spektrum çizgileri oluşur. Bu bölgedeki ışımada Paschen serisi olarak adlandırılır.

    2. KONU
    Atomun Kuantum Modeli

    Bohr Modelinin Yetersizlikleri

    Rutherford atom modelinden sonra geliştirilen Bohr atom modeli, hidrojen atomu ve 2He+, 3Li2+ gibi tek elektronlu iyonlar için başarılı sonuçlar vermesine rağmen birçok eksikliği olan bir modeldir. Örneğin, deneysel verilerin sonuçları çok elektronu bulunan iyon veya atomların yayınma spektrumlarının Bohr atom modeli ile açıklanamayacağını göstermiştir. Temel bir bakış açısı ile Bohr atom modeli klasik ve modern fiziğin yüzeysel bir karışımıdır. Bohr, yaptığı çalışmalarda sadece kendi deneyleri ile örtüşen bir atom modeli geliştirmiştir. Bohr modelinde bulunan dairesel yörünge kavramı kuantum mekaniğinde yer almaz. 1926 yılında modern kuantum modeli, Bohr atom modelinin yerini almıştır. Bütün yetersizliklere rağmen Bohr atom modeli klasik fizikten, kuantum fiziğine geçiş için önemli bir sıçrama tahtası oluşturmuştur. Bohr kuramının atom tarihindeki bilimsel gelişmeleri de küçümsenmemelidir. Bohr’un hidrojen atomu üzerine yaptığı çalışmalardan on yıl kadar sonra oluşan iki yeni kavram, kuantum mekaniğinin yeniden gözden geçirilmesine imkân sağlamıştır. Bu kavramlar dalga-tanecik ikiliği ve belirsizlik ilkesidir.

    Dalga - Tanecik İkiliği
    Fotoelektrik olayı açıklayabilmek için Einstein, ışığın fotonlardan oluşan tanecikli bir yapıda olduğunu söylemiştir. Işığın bir prizmada kırınıma uğraması ise ancak dalga modeli ile açıklanabilmiştir.

    Belirsizlik İlkesi
    Werner Heisenberg, ışıkla yaptığı bir takım deneylerde atomlardan daha küçük taneciklerin davranışlarını belirlemeye çalıştı. Tüm bu çalışmalar sonucunda Heisenberg Belirsizlik İlkesi olarak anılan şu tezi ortaya attı; Elektronun herhangi bir andaki yeri ve hızı aynı anda belirlenemez. Heisenberg’in belirsizlik ilkesi matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir;

    ∆x.∆ϑ ≥ h/4.π.m
    ∆x: elektronun konumundaki değişim
    ∆ϑ: elektronun hızındaki değişim
    h: Planck sabiti
    m: elektron kütlesi
    Heisenberg’e göre elektronları belirli bir yörüngede sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek hatalıdır. Bunun yerine Heisenberg; elektronu, aldığı enerjiyle hızı ve buna bağlı olarak da kütlesi değişen bir nicelik olarak düşünmek çok daha doğrudur. Kısaca Heisenberg’e göre atom içinde elektronun yeri belirlenemez.

    Kuantum Mekaniği - Orbital Kavramı
    Schrödinger denklemi, tek proton ve tek elektronlu hidrojen atomu için çok başarılıdır. Birden fazla elektronlu atomlar için denklemin tam çözümü mümkün olmamaktadır. Ancak bilim insanları, yaklaşık varsayımlar kullanarak bu tür sorunların üstesinden gelmeyi öğrenmişlerdir. Örneğin, birden fazla elektron içeren atomlar ve hidrojen atomu farklı davranmalarına karşın bu farklılığın çok büyük olmadığını varsayarız. Bu durumda hidrojen atomundan elde edilen dalga fonksiyonları ve enerjiler, daha karmaşık atomlardaki elektronların davranışlarını yaklaşık olarak bulmamızı sağlar. Gerçekten de çok elektronlu atomların davranışları bu yaklaşımlarla güvenilir bir şekilde açıklanabilmektedir.

    Kuantum mekaniğine göre elektronlar, atomun çekirdeğinin etrafında sabit yörüngelerde bulunmazlar. Hidrojen için bir elektronun veya çok elektronlu atomlarda elektronların bulunma olasılıklarından bahsedilir. Daha önce öğrendiğimiz gibi Bohr modeli elektronları sabit yörgüngelere yerleştirmişken kuantum modeli sabit yörüngelerden bahsetmez. Bunun yerine elektronların bulunma olasılıklarından bahseder. Elektronların bulunma olasılıklarının en yüksek olduğu uzay bölgelerine de orbital adı verilir.

    Kuantum Sayıları

    Kuantum mekaniğinde hidrojen ve diğer atomlardaki elektron dağılımlarını açıklamak için üç kuantum sayısı gereklidir. Bu kuantum sayıları Schrödinger denkleminin hidrojen atomu için gerçekleştirilen matematiksel çözümünden elde edilmiştir. Bu kuantum sayıları şunlardır:
    a) Baş (birincil) kuantum sayısı
    b) Açısal momentum (ikincil) kuantum sayısı
    c) Manyetik kuantum sayısı

    Bu kuantum sayıları, atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılırlar. Ayrıca belirli bir elektronun davranışını açıklayan dördüncü kuantum sayısı da tanımlanmıştır.
    ç) Spin kuantum sayısı

    Böylece bütün atomlardaki elektronların tanımlanması tamamlanmıştır.
    Diğer Ders Notlarını GÖrmek İçin theinek.com u ziyaret edin
    a) Baş Kuantum Sayısı (n)
    Baş kuantum sayısı (n) sadece 1, 2, 3, ... gibi tam sayılarla ifade edilir. Örneğin, hidrojen atomundaki orbital potansiyel enerjilerini, n değeri belirler. Baş kuantum sayısı belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığıyla da ilgilidir. Baş kuantum sayısı ne kadar büyükse orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ve buna göre de orbital o kadar büyük olur.

    çekirdek ve çekirdeğin etrafını bir katman şeklinde saran elektron bulutlarının atomu oluşturduğunu düşünürsek baş kuantum sayılarının belirttiği elektron enerji seviyelerine katman denir. Bu katmanlar n = 1, n = 2 , n = 3 ... gibi sayılarla gösterilebileceği gibi K, L, M, N, O, P, Q gibi harflerle de gösterilebilir.

    b) Açısal Momentum Kuantum Sayısı (l)
    Açısal momentum kuantum sayısı (,), orbitallerin şekillerini açıklar. Açısal momentum kuantum sayısının alabileceği değerler, baş kuantum sayısı (n) değerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için l nin alabileceği değerler 0 ile n – 1 arasındaki tam sayılardır.
    n = 1 olursa l sadece bir değer olabilir.
    Bu durumda, l = n – 1, l = 1 – 1 = 0 olabilir
    .n = 2 olursa l nin olabileceği 0 ve 1 olmak üzere iki değer vardır.

    Bu durumda,
    l = n – 1, l = 2 –1 = 1’e kadar değer olabilir. Bu değerler 0 ve 1 değerleridir.
    n = 3 olursa l = n – 1 l = 3 – 1 = 2’ye kadar değer alabilir. Bunlar da 0, 1 ve 2 değerleridir.

    Açısal momentum kuantum sayıları baş kuantum enerji seviyelerinin de alt enerji seviyelerine ayrıldıklarını gösterir. Oluşan bu alt enerji seviyelerine ikincil katman denir.

    c) Manyetik Kuantum Sayısı (ml)
    Manyetik kuantum sayısı (ml) orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için ml’nin alabileceği değer açısal momentun kuantum sayısı l’nin değerlerine bağlıdır. Bir l değeri için (2l + 1) tane farklı ml değeri bulunabilir.

    l = 0 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 0 + 1 = 1 tane değer alır, bu değer de 0’dır.
    l = 1 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 1 + 1 = 3 tane değer alır, bu değerler de –1, 0, +1’dir.

    Belirli bir l alt kabuğundaki orbitallerin sayısı o alt kabuğun ml değerlerinin sayısal toplamına eşittir.

    l= 2 olursa ml = 2l + 1 ml = 2 x 2 + 1 = 5 tane değer alır. Bu orbitallerin ml değerleri –2, –1, 0, +1, +2’dir.

    ç) Spin Kuantum Sayısı
    Kendi ekseni etrafında dönen yüklü bir tanecik manyetik bir alan oluşturur. Elektronun kendi ekseni etrafındaki dönme hareketi onun mıknatıs gibi davranmasını sağlar. Elektronların saat yönü veya tersi olmak üzere iki farklı dönüş yönü olasıdır. Elektronların bu dönüş yönlerinin göz önüne alınması ile spin kuantum sayısı (ms) olarak adlandırılan ve veya 2 1 2 1 + - değerlerini alabilen, dördüncü bir kuantum sayısı tanımlanmıştır.

    s orbitalleri
    Atomun çekirdeğinin çevresinde küresel simetrik yapıda bulunan uzay bölgesidir. Temel olarak elektronun çekirdek etrafında her yerde bulunma olasılığı vardır. Ancak bulunma olasılığının yüksek olduğu bölge genelde çekirdeğe yakın olan yerlerdir. Çekirdekten uzaklaştıkça elektronların bulunma olasılıkları azalır. s orbitalleri her enerji düzeyinde bulunabilir. Baş kuantum sayısının (n) değeri arttıkça s orbitallerinin de büyüklüğü artar. s orbitallinin büyüklüğü baş kuantum sayısının karesi ile doğru orantılıdır.

    p orbitalleri
    Atom çekirdeği etrafında s orbitallerinden farklı bir uzay dağılımı gösteren elektronların oluşturduğu orbitaldir. p orbitalleri n = 2 baş kuantum sayısı ile başlar. n = 1 değerinde açısal momentum kuantum sayısı , = 0 olacağından sadece 1s orbitali bulunur. s orbitallerinde elektronun bulunma olasılığı açısal koordinatlara bağlı değildir. p ve diğer orbitallerde ise elektronun bulunma olasılığı açısal koordinatlara bağlıdır.

    l= 1 olduğunda manyetik kuantum sayısı m,; -1, 0, +1 değerlerini alabilmektedir. Bu durumda üç boyutlu uzayda x, y ve z eksenlerinde 2px, 2py ve 2pz olmak üzere üç tane p orbitali ortaya çıkar. p orbitallerinin alt indisleri, orbitallerin yönlendikleri eksenleri göstermektedir. Bu üç tane orbitalin enerjileri büyüklükleri ve şekilleri özdeş olmasına karşın yönlenişleri farklıdır.

    d orbitalleri
    Açısal momentum kuantum sayısı , = 2 olduğunda beş farklı m, değeri ve buna bağlı olarak beş tane d orbitali ortaya çıkar. d orbitallerinin görülmeye başlandığı en küçük baş kuantum sayısı 3’ tür. Bunlar 3dxy , 3dyz , 3dxz, 3dx2 – y2 ve 3dz2 orbitalleridir. p orbitallerinde olduğu gibi m, değerine bağlı olan farklı uzay yönelimleri vardır. Ancak yönlenme ile m, değerlerinin arasında doğrudan bir ilişki yoktur.

    f orbitalleri
    Baş kuantum sayısı n = 4 değerinde görülen bir orbital çeşididir. Atom numarası 57’den büyük elementlerin davranışlarını açıklamak için bilinmeleri önemlidir. n = 4 ve , = 3 değerinde m, 7 farklı değer alabilir. Bu değerler –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 değerleridir. 7 tane f orbitali p ve d orbitallerinde olduğu gibi özdeştir.

    Yörünge ve Orbital Kavramları

    Orbital Enerjileri
    Kuantım kuramına göre s, p, d, f ... atomik orbitallerinin şekilleri ve büyüklükleri hakkında bilgiye sahip olduk. Bu şekil ve büyüklükler orbitallerin enerjileri ve bu enerjilerin atom çevresindeki elektron dizilimlerini nasıl etkiledi?

    Bir elektronun atomun çekirdeği etrafında genel olarak n = 1 baş kuant sayısından (1. enerji seviyesinden) dışarıya doğru çıktıkça sahip olduğu potansiyel enerjisi artar. Hidrojen atomunda n = 1 baş kuant sayısında bulunan bir elektron temel hâldedir. Atoma enerji verdiğimizde elektron üst enerji seviyelerine çıkarsa bu durumda uyarılmış atom oluşur. Hidrojen atomunda bir elektronun enerjisi sadece baş kuant sayısına bağlıdır. Hidrojen atomu için orbitallerinin enerjilerinin aşağıdaki gibi artması beklenir:

    1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f < ...

    Hidrojen atomunda 2s ve 2p orbitallerindeki elektron yoğunluklarının dağılımları farklı olmasına karşın elektron enerjileri hangi orbitalde bulunursa bulunsun aynı olacaktır.

    Elektron Dizilimi

    Dört farklı kuantum sayısı (n, ,, m,, ms) herhangi bir atomun herhangi bir orbitalindeki bir elektronunu birçok özelliği ile tanımlayabilmemizi sağlar. Sizin okulunuzu, sınıfınızı, kaçıncı sırada ve nerede oturduğunuzu tanımlamak bir elektronun kuant sayılarını tanımlamakla eş değerdir.

    Örneğin 2s orbitalindeki bir elektronun kuant sayıları sırası ile (n,, m,, ms) sırasında verilir. Bu orbital için kuant sayıları (2,0, 0, +2 1 ) veya (2, 0, 0, 2 1 - ) olabilir. Bir orbitalin enerjisi, şekli, büyüklüğü ve yönlenmesi üzerinde ms değerinin bir etkisi yoktur.

    Elektron spin kuantum sayısı ms, +2 1 (Yukarı yönlü okla simgelenir. ↑) veya 2 1 - (Aşağı yönlü okla simgelenir. ↓) değerlerini alabilir. ms spin kuant sayısının değeri diğer kuant sayılarının değerlerine bağlı değildir. Bir deneyde, gümüş atomları buharlaştırılmış ve gümüş atomları elementi bir manyetik alandan geçirilmiştir. Deneyin sonunda atom demetinin ikiye ayrıldığı gözlenmiştir. Bu deneyden çıkan sonuçlar aşağıda açıklanmıştır:

    1) Elektron, spini (kendi ekseni etrafında dönmesi) nedeni ile bir manyetik alan oluşturur.
    2) Bir orbitalde bulanan spinleri birbirine zıt elektronlardan oluşan elektron çifti (eşlenmiş iki elektron) bir manyetik alan oluşturmaz.
    3) Gümüş atomundaki 23 elektronun spini bir yönde, kalan 24 elektronun spini ise bunlara zıt yöndedir. Sonuçta oluşan manyetik alanın yönü eşlenmemiş elektronun spinine bağlıdır.
    4) Çok sayıda gümüş atomundan oluşmuş bir atom demetinde eşlenmemiş bir elektronun spininin 2 1 + veya 2 1 - olma olasılığı birbirine eşittir.

    1s1 Orbital (altkabuktaki) elektron sayısını belirtir.

    Açısal momentum kuantum sayısını (l) belirtir.

    Bas kuantum sayısını (n) belirtir.

    Pauli Dışlama İlkesi
    Çok elektronlu atomlarda, elektron dizilimlerinin belirlenmesi için Pauli dışlama ilkesi kullanılır. Bu ilkeye göre “Bir atomdaki herhangi iki elektronun dört kuantum sayısı da aynı olamaz.” Bir atomun n, ,, m, kuant sayıları aynı olsa bile ms spin kuant sayıları farklı olacaktır.

    Diyamanyetizim ve Paramanyetizm
    Pauli dışlama ilkesi, kuantum mekaniğinin en temel ilkelerinden birisidir. Bu ilkeye göre elektron dizilimleri yazıldığında en az bir tane eşlenmemiş elektron içeren maddeler paramanyetiktir. Bu maddeler mıknatıs tarafından çekilirler. Eşlenmemiş elektronu bulunmayan atomlar ise diyamanyetik maddelerdir. Bu maddeler mıknatıs tarafından çok az itilen maddelerdir.

    Perdeleme Etkisi
    1s orbitalinde bulunan elektronlar 2s ve 2p orbitallerinde bulunabilecek elektronlarla çekirdek arasındaki çekim kuvvetlerini perdeler. Sonuçta çekirdekteki protonlarla 2s ve 2p orbitalinde bulunan elektron arasındaki elektrostatik etkileşimde bir azalma olacaktır. Aynı baş kuantum sayısında açısal momentum kuantum sayısı (,) arttıkça elektronların çekirdek tarafından çekilme güçleri azalır. Buna göre 2s elektronunun 2p elektronuna göre daha düşük enerjili olması beklenir. Başka bir deyişle çekirdek tarafından 2s elektronuna göre daha gevşek bağlanan 2p elektronunun koparılması daha az enerji ile gerçekleşir.
    Bu Ders Özeti www.theinek.com sitesinden alınmıştır
    Hund Kuralı
    Hund kuralına göre “Bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dizilimi, paralel spinin en fazla olduğu hâldir.”

    Kletchkowski - Madelung İlkesi
    Elektronlar orbitallere yerleştirilirken en düşük enerjili orbital tercih edilir. Aynı baş kuantum sayısında bulunan orbitallerde (n+,) değeri küçük olan orbitalin enerjisi daha düşüktür. Orbitallerin enerjileri n + , değerlerinin artması ile artar. Buna göre orbitalerin enerji sıralaması ortaya çıkar.

    n + , değerleri eşit olan orbitallerde n değeri büyük olanın enerjisi daha büyüktür. Örneğin, 2p ve 3s orbitallerinin n + , değerleri eşittir. n değeri büyük olan 3s orbitalinin enerjisi 2p orbitalinden daha büyüktür.

    Aufbau Kuralı
    Temel hâlde elektronlar çekirdeğe en yakın olan en düşük enerjili orbitalden başlanarak sıra ile en yüksek enerjili orbitale doğru yerleştirilir.

    Atomların temel hal elektron dizilimleri ve özellikleri aşağıdaki gibi özetlenebilir:
    1) Pauli dışlama ilkesine göre aynı atoma ait iki elektronun bütün kuant sayıları aynı olamaz.
    2) Temel enerji düzeyindeki orbitallerin türleri ve sayıları, bulundurabilecekleri en çok elektron sayıları ile orbital gösterimleri Tablo da verilmiştir.

    Orbital TürüOrbital sayısıBulundurabileceği en çok elektron sayısı
    gösterimi
    Orbitalin
    s
    p
    d
    f
    1
    3
    5
    7
    2
    6
    10
    14
    s2
    p6
    d10
    f7

    3) Her orbital en fazla iki elektron bulundurabilir. Bu elektronların spin kuant sayıları kesinlikle farklı olmalıdır.
    4) Boş orbitaller Ο ,yarı dolu orbitaller ↓ veya dolu orbialler ise ↓↑ yapısında gösterilebilir.
    5) Elektronlar eş enerjili orbitallere teker teker yerleştirilir. Böylece paralel spine sahip elektron sayısı en fazla olur. Bu Hund kuralıdır.
    6) Çok elektronlu atomlarda elektronların orbitallere yazılma sırası düşük enerjiden yüksek enerjiye doğru aşağıdaki sırada yapılır:

    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

    7) Orbital simgelerindeki üs olarak gösterilen sayılar, o orbitalin alabileceği en çok elektron sayısını gösterir. Ayrıca 1s2 “bir s kare” değil, “bir s iki” olarak okunur.
    8) Temel hâlde bir atomun elektron dizilimindeki son orbitalin dolu veya yarı dolu olması atoma küresel simetrik özellik kazandırır. Küresel simetrik atomlardan elektron koparmak daha zordur. Yarı dolu orbitaller için yarım küresel simetrik, dolu orbitaller için tam küresel simetrik ifadeleri kullanılabilir.
    9) Elektron dizilimleri sadece s2d4 ve s2d9 olan atomlar küresel simetrik, kararlı ve düşük enerjili hâle gelebilmek için s1d5 ve s1d10 dağılımında bulunurlar.
    10) 4s2 3d104p6 veya 5s24d105p6 orbital diyagramlarında elektronların kopma öncelikleri p-s-d sırasındadır. 3d veya 4d elektronları çekirdeğe daha yakın olduğunda en son elektron d orbitallerinden kopar.

    Aşağıda atom numarası 36 ve daha küçük türler için orbital diyagramları gösterilmiştir.

    Temel hâlde hidrojenin bir elektronu birinci enerji seviyesinde bulunur.
    1H : 1s1 (temel hâl)

    Elektron sayıları ve dizilimleri aynı, proton sayıları farklı olan tanecikler izoelektroniktir.

    12Mg2+ : 1s2 2s2 2p6

    8O2– : 1s2 2s2 2p6 tanecikleri proton sayıları farklı, elektron sayı ve dizilimleri aynı olduğu için izoelektroniktirler.

    3. KONU
    Periyodik Sistem ve Elektron Dizilimleri

    Bu yöntem iki kural ile özetlenebilir.

    Birinci kural elektronları, orbitallerin enerji sıralamasına göre düşükten yükseğe doğru ve bir orbitale ikiden fazla elektron olmayacak şeklide yerleştirmektir. İkinci kural ise bir alt kabuktaki elektronları, eş enerjili birden fazla orbital varsa bir orbitale iki tane elektron yerleştirmek yerine elektronları farklı orbitallere spinleri paralel olacak şekilde yerleştirmektir. Birinci kural Pauli, ikinci kural da Hund kuralı olarak bilinir. Elektronların orbitallere yerleştirilme işlemi elektronların birbirleri tarafından en az itildiği, çekirdek tarafından en çok çekildiği ve atomun toplam enerjisinin en düşük olduğu düzenlemeye karşılık gelir. Bir elementin en dıştaki elektronlarının bulunduğu kabuk elektron alışverişinde kullanılabilen değerlik kabuğu, bu kabuktaki elektronlar da değerlik elektronu olarak adlandırılır. Genelde bir elementin atomu, değerlik kabuğundaki belirli sayıdaki değerlik elektronlarıyla çevrili bir asal gaz iç tabakasıdır.

    Periyodik çizelge, alt kabukların elektronlar tarafından dolduruluşuna göre dört bloka ayrılmıştır. Bu işlemi de aufbau ilkesi ile ilişkilendirerek açıklayalım. Bir elementin bloku temel hâlde elektron dağılımı yazıldığında son orbitaline göre belirlenir. Bunun için bloklar s, p, d, f olarak isimlendirilir.
    • s blok: En büyük baş kuantum sayısı (n), s orbitalleri ile dolmaktadır. 1 ve 2. grup elementleri ve He, s bloku elementidir.
    • p blok: En büyük baş kuantum sayısı (n), p orbitalleri ile dolmaktadır. p blokunda 13, 14, 15, 16, 17 ve 18. grup elementleri bulunur. 18. grup elementi He, s bloku elementidir.
    • d blok: n – 1 baş kabuğu (en dış kabuktan bir önceki kabuk) d orbitalleri ile dolmaktadır. d blokunda 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 ve 12. grup elementleri bulunur.
    • f blok: n – 2 baş kabuğu f orbitalleri ile dolmaktadır. f blokunda lantanitler ve aktinitler bulunur.

    4. KONU
    Periyodik Özellikler

    Atom Yarıçapları
    Bir elementin atom yarıçapından bahsedebilmemiz için atomun tek başına olmaması, başka bir atomla aralarında çekim kuvvetinin bulunması gerekir. Atom yarıçapı genel olarak bir elementin komşu atomla merkezleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak tanımlanır. Atom yarıçapında kimyasal bağlarla bağlı iki atom arasındaki uzaklık dikkate alınacaktır. Ancak moleküller arası çekim kuvvetleri ile bir arada duran tanecikler için van der Waals yarıçapından da bahsedilir.Bu Ders Özeti www.t h e i n e k.com sitesinden alınmıştır

    Kovalent Yarıçap
    Tek bir kovalent bağ ile bağlanmış iki ametal atomunun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı kovalent yarıçaptır. 17. grup elementleri olan F2 ve Cl2 moleküllerindeki atom çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı elementlerin kovalent yarıçapıdır. veya Cl atomunun kovalent yarıçapı hesaplanırken özdeş atomu ile bağ yapması önemlidir. F atomu başka bir ametal atomu ile bağ yaparsa yarıçapı 71 pm olmayacaktır.

    Van der Waals Yarıçap
    Element asal gaz ise van der Waals yarıçapından bahsederiz. Bu yarıçap katı hâle getirilmiş asal gaz atomlarında komşu atomların çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

    İyon Yarıçapı
    İyon yarıçapı bir katyonun veya anyonun yarıçapıdır. İyon yarıçapları iyonik bir bileşiğin fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirler. Nötr bir metal atomu iyon oluşturduğunda elektron verdiğinden birim elektrona düşen çekim kuvveti artar ve iyon yarıçapı nötr hâline göre daha küçük olur. Nötr bir ametal atomu elektron alarak iyon oluşturduğunda ise iyon yarıçapı nötr hâline göre daha büyük olur. İyonik bir bileşikte, metal ve ametal atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı metal ve ametalin yarıçapı değildir. Metalin yarıçapı aradaki uzaklığın yarısından küçük, ametalin yarıçapı ise aradaki uzaklığın yarısından büyüktür.

    Atomlar ve iyonlar için çeşitli yarıçap karşılaştırmalarını aşağıdaki şekilde yapabiliriz:
    1) Periyodik cetvelde bir grupta aşağıya doğru inildikçe enerji kabuğu sayısı arttığından atom yarıçaplarında artış olur. Bir gruptaki aynı yüklü iyonlarda da aşağıya doğru inildikçe iyon yarıçapları artar.
    2) Periyodik cetvelde bir periyotta sağ tarafa doğru gidildikçe genel olarak atom yarıçapları küçülür. Bunun sebebi çekirdek yükünün artıp her yeni elektronun aynı enerji seviyesine girmesindendir. Ancak d bloku elementlerinde küresel simetrik yapıda olan elementlerden dolayı bazen atom çapında artış da görülür.
    3) İzoelektronik taneciklerde elektron sayıları ve dağılımları aynıdır. Bu şekilde elektron sayıları aynı olan taneciklerde atom numarası (proton sayısı) büyük olan taneciğin iyon çapı daha küçüktür. Aynı sayıda elektrona proton sayısı çok olan atom çekirdeği daha çok çekim kuvveti uygulamaktadır.
    4) Bir elementin farklı yüklü iyonlarında proton sayısı değişmediğinden çekirdeğin bütün elektronlara uyguladığı çekim gücü değişmez. Ancak elektron sayısı az olan tanecikte her bir elektrona uygulanan çekim gücü fazla olacağından yarıçap daha küçük olur.

    Periyodik Özelliklerin Değişimi

    Metallik - Ametallik Özellikler
    Atom numaralarına göre periyodik cetvel düzenlendiğinde son yörüngelerindeki elektron sayıları aynı olan elementlerin alt alta gelmesi sağlanmıştır. Bu durumda genelde metaller periyodik cetvelin sol tarafında, ametaller ise sağ tarafında toplanmıştır. Elementleri elektron dizilişlerine veya elektron verme-alma eğilimlerine göre metaller, ametaller ve yarı metaller olarak sınıflandırabiliriz. Asal gazlara ametallerin kararlı hâlleri olarak bakabiliriz. Periyodik cetvelde 1A grubu içerisinde aşağıya doğru inildikçe enerji kabuğu sayısı artar ve değerlik elektronları sayısı değişmez. Ancak değerlik elektronları çekirdekten uzaklaştığı için çekirdek tarafından uygulanan çekim kuvveti azalır. Böylece değerlik elektronlarını koparmak için gereken enerji azalır. Bu şekilde düşük enerji ile kolaylıkla kopan değerlik elektronları elementin metallik özelliğini artırır. Aynı şekilde bir periyotta sol tarafa doğru gidildikçe elementin atom çapı büyür, elementin elektron verme yatkınlığı ve metallik özelliği artar. Sonuç olarak periyodik cetvelde ne kadar sola ve aşağıya gidilirse atom çapı, elektron verme yatkınlığı ve metallik özelliği genel olarak o kadar artar. Ametallik özellik elektron alma yatkınlığının artması olduğundan genel olarak yarıçapın azaldığı yönde artması beklenir. Periyodik cetvelde ne kadar sağ ve yukarı yönde gidilirse atom çapı o kadar küçülür, elektron alma ve ametallik özelliği de o kadar artar.

    Atom-İyon Yarıçapı
    Bir elementin atom yarıçapı kendi atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Bu yarıçap metaller için metalik yarıçap, ametaller için kovalent yarıçaptır. Atom elektron aldığında veya verdiğinde ise iyon yarıçapından bahsedilir. Bir katyonun yarıçapı nötr atomundan küçük, bir anyonun yarıçapı ise nötr atomundan büyüktür.

    Periyodik cetvelde bir grupta aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapları kesinlikle artar. Bu artış metal veya ametal grupları için geçerlidir. Benzer şekilde grupta aşağıya inildikçe atomun aynı yüklü iyonlarında da kesinlikle atom yarıçapları artar.

    İyonlaşma Enerjisi
    Atomların kimyasal özellikleri değerlik elektronlarının dağılımlarına bağlıdır. Değerlik elektron sayısı aynı olan elementler genelde benzer kimyasal özellikler gösterirler. En dış enerji kabuğunda bulunan elektronlara uygulanan çekim kuvvetlerinin büyüklüğü iyonlaşma enerjisini belirler. İyonlaşma enerjisi gaz hâlindeki 1 mol (6,02 x 1023 tane) atomdan 1 mol elektronu koparabilmek için gereken en az enerjidir. İyonlaşma enerjisinin birimi olarak genelde kJ/mol kullanılır. İyonlaşma enerjisi hesaplamalarında element gaz hâlinde olmalıdır. Gaz hâldeki atomlarda, komşu atomlardan ve moleküller arası çekim kuvvetlerinden etkilenilmediği kabul edilir. Katı veya sıvı hâldeki bir atomdan elektron koparmak için gereken enerji iyonlaşma enerjisi değildir.

    LiBeBCNOFNe
    52089980110861403131416812080

    Elektron İlgisi
    İyonlaşma enerjisi elektron koparılan bir atoma verilen enerjidir. Elektron ilgisinde ise atomun elektron almasından bahsedilir. Elektron ilgisi gaz hâlindeki bir mol atomun bir mol elektron kazanması sırasındaki enerji değişiminin bir ölçüsüdür. Ei olarak gösterilir. Birimi kJ/mol olarak verilir.

    Elektronegatiflik
    İyonlaşma enerjisi atomdan elektron koparmak için atoma verilmesi gereken enerjidir. Bütün atomların iyonlaşma enerjileri pozitiftir. Elektron ilgisi atomun elektron alması sırasındaki enerji değişimidir. Pozitif veya negatif olabilir. Elektronegatiflik ise bir enerji değişimi değildir. Elektronegatiflik, bir bağı oluşturan atomların bağ elektronlarını çekme eğilimlerinin bağıl büyüklüğünü gösteren bir sayıdır. Görüldüğü gibi herhangi bir olaydaki enerji değişimi elektronegatiflik değildir. Sadece bağ elektronlarına uygulanan çekim gücünün bağıl bir ölçüsüdür.
    Hazırlayan theinek.com
    Asitlik - Bazlık Eğilimleri
    Elementlerin oksitli veya hidroksitli bileşikleri asitlik veya bazlık özellikler gösterebilirler. Oksit bileşiği metal veya ametalin O2– iyonu ile oluşturdukları bileşiklerdir. Na2O, MgO, SO2, NO2 bileşikleri oksittir. OF2 bileşiği bir oksit değildir.

    Metal oksitlerinin bazıları su ile tepkimeye girerek metal hidroksitlerini oluşturur. Örneğin, sodyum oksit (Na2O) veya kalsiyum oksit (CaO) su ile tepkime vererek hidroksit bileşiklerinin sulu çözeltisini oluşturur. Bu metal oksitlerine bazik oksit veya baz anhidritleri denir. Anhidrit terimi “susuz” anlamına gelir. Bazik anhidritlerine su eklendiğinde bazlar oluşur.

    Na, Ca ve birçok metalin çapları büyük olduğundan OH– (hidroksit iyonu) ile aralarındaki çekim kuvvetleri oldukça düşüktür. Bu şekilde elektronegatifliği düşük olan metal atomunun OH– grubundaki elektronları zayıf çekmesi ile suda kopan bağlar metal – OH bağıdır. Bu iyonlaşma sonucunda OH– grubu yapısını korur, metal katyonu ve OH– iyonu oluşur. Çözeltideki OH– iyonu derişimi arttıkça bazik özellik de artar. Periyodik sistemde elektronegatiflikleri en düşük elementler genelde sol tarafta olduğundan bazik karakterleri en yüksek metal oksitleri veya hidroksitleri 1 ve 2. grup elementleridir. Alkali metallerin ve toprak alkali metallerin oksit veya hidroksitli bileşiklerinin bazik özellikleri çok yüksektir. 1A grubu metallerinin oksitlerinin sulu çözeltilerinde bazik karakter grupta aşağıya doğru artar.

    Bazı ametal oksitler ise su ile tepkimeye girerek asidik çözelti oluştururlar. Bunlara asidik oksitler veya asit anhidritleri denir. Bileşikteki oksijen atomu sayısı birden fazla olan ametal oksitleri asidik oksittir. Bunların sulu çözeltileri asit karakteri gösterir. CO2, SO2, SO3, P2O5, N2O5 ... gibi oksitler asit anhidrittir.

    H2CO3 , H2SO3 ... gibi asitlerin sulu çözeltilerinde OH– grubundaki O – H bağı zayıf ve sulu çözeltisinde rahatlıkla kopup çözeltiye H+ iyonu verildiğinden bu maddeler asidik karakter gösterir. Periyodik cetvelde metaller genelde sol tarafta, ametaller ise sağ taraftadır. Bunun için sol taraftaki metal oksitlerinin bazik, sağ taraftaki ametal oksitlerinin asidik karakter göstermeleri beklenir.

    Periyotta sol tarafta bulunan Na ve Mg elementlerinin oksit ve hidroksit bileşikleri kuvvetli bazik karakter gösterir. Na2O ve MgO suda çözünerek NaOH ve Mg(OH)2 maddelerinin sulu çözeltilerini oluştururlar. Alüminyum bütün özellikleri ile metal olan bir elementtir. Ancak AI2O3 hem asit hem de baz olarak davranır. Bu şekilde asitlere karşı baz, bazlara karşı asit olarak davranan oksitlere amfoter oksitler denir. AI2O3 bileşiği suda çözünmez ancak amfoter özelliğinden dolayı hem asit hem de bazda çözünerek tepkime verir.

    Periyodik cetvel de soldan sağa
    • Atom numarası artar.
    • Kütle numarası genellikle artar.
    • Atom yarıçapı genellikle azalır.
    • İyonlaşma enerjisi genellikle artar.
    • Metallik özellik azalır, ametallik özellik artar.
    • Elektron ilgisi genellikle artar.
    • Elektronegatiflik genellikle artar.

    Periyodik cetvel de yukardan aşağı
    • Atom numarası artar.
    • Kütle numarası artar.
    • Atom yarıçapı artar.
    • İyonlaşma enerjisiazalır.
    • Metalik özellik artar, ametallik özellik azalır.
    • Elektron ilgisi genellikle azalır.
    • Elektronegatiflik genellikle azalır.

    Periyodik Özelliklerin Ölçülmesi
    İyonlaşma enerjisinin gaz hâlindeki bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerji olduğunu biliyoruz (Bir mol atom için verilen kJ değeri anlamında kJ/mol olarak da biriminden bahsedilir.). İyonlaşma enerjisinde kaybedilen elektron atom üzerinde en yüksek enerjili ve en gevşek konumdaki elektrondur. İyonlaşma enerjileri deneysel olarak düşük basınçlı gaz hâlindeki atomların elektron ışınları ile (katot ışınları) bombardımanı yardımı ile ölçülür. Katot tüpüne doldurulan gaz hâlindeki element iyonlaştırılarak iyonlaşma enerjisi hesaplanabilir. Tungsten tele potansiyel farkı uygulanarak telin akkor hâle gelmesi sağlanır. Tungsten telden kopan elektronlar anot elektroda doğru giderler. Anot ve katot arasındaki gerilim arttırıldıkça tungsten telden kopan elektronların kinetik enerjileri artar. Her elektronun V voltajına bağlı kinetik enerjisi, E = e x V formülü ile hesaplanır. Formülde e değeri bir elektronun yüküdür. Hızlanan elektronlar yeterli kinetik enerjiye sahip olursa tüpteki atomlardan elektron koparırlar. Bu şekilde anot elektroda ulaşan elektron sayısı azalacağından devreden geçen akım şiddeti de azalır. Ampermetrede bu azalmanın görüldüğü andaki V potansiyeli ölçülürse tek bir atomdan elektron koparmak için gereken enerji de (e x V) olarak hesaplanır. 1 mol için (6,02 x 1023 tane) iyonlaşma enerjisi de Ι : e x V x N bağıntısı ile hesaplanır (N: Avogadro sayısı, 6,02 x 1023).

    İyonlaşma Enerjisi - Grup Numarası İlişkisi
    Nötr atomdan bir elektron koptuğunda kalan elektronların her birine uygulanan çekim gücü arttığından ikinci elektronu koparmak daha zordur. Bu şekilde iyonlaşma enerjilerinde bir sonraki, bir öncekinden büyük olacak şekilde bir artış vardır. Ancak bir elementin iyonlaşma enerjisinde büyük artışlar da olabilir. Bu artışı gösteren iyonlaşma enerjisinin bir alt enerji seviyesinden elektron koparmak için kullanıldığı anlaşılır. Bazı element atomları için elektron dağılımlarını, değerlik elektron sayılarını ve iyonlaşma enerjilerini görerek grup numaralarını yorumlayalım.

    a) 3Li : 1s2 2s1

    Değerlik elektronu sayısı (son enerji seviyesindeki elektron sayısı) 1’dir.

    LiΙ1Ι2Ι3Ι4
    kJ/mol520730011815

    Lityumun Ι1 ile Ι2 değerleri arasında yaklaşık 14 kat fark varken Ι2 ile Ι3 arasında 2 kattan az fark vardır. Bunun sebebi kopan birinci elektronun 2s orbitalindeki değerlik elektronu, ikinci elektronun ise alt enerji seviyesindeki asal gaz düzeninde bir elektron olmasıdır.
    İçerik Sahibi www.theinek.com
    b) 4Be : 1s2 2s2

    Değerlik elektronu sayısı 2’dir.

    BeΙ1Ι2Ι3Ι4Ι5
    kJ/mol89917571485021005

    Berilyumun Ι1 ile Ι2 değerler arasında yaklaşık 2 kat fark, Ι2 ile Ι3 değerleri arasında ise 8 kattan fazla fark vardır. Bu açıklama ile kopan birinci ve ikinci elektronun değerlik elektronu olduğunu üçüncü elektorunun da bir alt enerji seviyesinden koptuğunu anlarız. Berilyum 2 A (2. grup) grubu elementidir.

    c) 13Al : [Ne] 3s2 3p1

    Değerlik elektronu sayısı 3’tür.

    AIΙ1Ι2 Ι3Ι4
    kJ/mol577,91820275011600

    Alüminyumun Ι3 ile Ι4 değerleri arasındaki fark 4 kattan fazla, diğer iyonlaşma enerjileri arasındaki fark ise daha azdır. Bunun sebebi alüminyumun 3 tane değerlik elektronunun olması ve kopan dördüncü elektronun alt enerji seviyesinden kopmasıdır.

    5. KONU
    Elementleri Tanıyalım

    s, p, d Bloku Elementleri
    Periyodik sistem 4 bloktan oluşur. Bu bloklar s, p, d, f bloklarıdır. s, p, d, f isimlendirmelerinin ikincil kuantum sayısı (,) orbitalleri için yapıldığını biliyoruz. Bir atomun temel hâlde (nötr ve uyarılmamış) elektron dağılımı hangi orbital ile bitiyorsa element o bloktadır. s ve p bloku elementlerine baş grup, d ve f bloku elementlerine ise yan grup elementleri denir.

    3Li : [He] 2s1 (s bloku)
    7N : [He] 2s2 2p3 (p bloku)
    26Fe : [Ar] 4s2 3d6 (d bloku)
    58Ce : [Xe] 6s2 4f2 (f bloku)

    s Bloku Elementleri
    Temel hâl elektron dağılımları yazıldığında son orbitalleri s1 veya s2 ile biten elementler s bloku elementleridir. 1 ve 2. grup (1A ve 2A) elementleri ve asal gazlardan helyum (He) elementi s blokun elementidir.

    Hidrojen
    Hidrojen, sulu çözeltilerinde H+ iyonunu oluşturabilir. Bu özelliği ile 1A grubundaki metaller gibi bir elektron vermiştir. Ayrıca hidrojen metallerle NaH (sodyum hidrür), CaH2 (kalsiyum hidrür) gibi bileşikleri de oluşturur. Hidrür bileşiklerinde hidrojen negatif yüklüdür. Bu açıdan hidrojen halojenlere de benzer. Halojenler (7A grubu elementleri) metallerle olan bileşiklerinde negatif yüklü iyonik bileşiklerini oluştururlar. NaCI, BaF2 bileşikleri iyoniktir ve hidrojen gibi halojenler negatif yük almıştır. Yani hidrojen, 1A grubu alkali metaller grubunda bulunsa da bir ametaldir. Ametallerle olan bileşiklerinde pozitif, metallerle olan bileşiklerinde negatif değerlik alır.

    Hidrojen 1s1 yapısında bulunan bir ametaldir. Elektron verebilir veya ortaklaşa kullanabilir. Ametallerle yaptığı kovalent bileşiklerinde farklı ametallerle polar kovalent bağlar oluştururlar.

    HF bileşiğinde hidrojen 1 elektronunu flor atomu ile ortaklaşa kullanarak polar kovalent bağ oluşturmuştur. Hidrojenin halojenlerle yaptıkları kovalent yapılı HF, HCI, HBr, HI bileşikleri kovalent (moleküler) yapılıdır. Bu bileşikler asit özelliği gösterir. Kovalent yapılı da olsa suda iyonlaşarak çözünürler.

    1A Grubu Elementleri
    Alkali metaller grubu olarak bilinirler. Bu grupta hidrojen elementi bulunsa da bir alkali metal değildir. Hidrojen 1A (1. grup) grubunda bulunan tek ametaldir.
    Metallerin tamamının iyonlaşma enerjileri çok düşüktür. Bunun için bütün bileşiklerinde son yörüngedeki bir elektronlarını vererek pozitif (+) yük kazanırlar.

    2A Grubu Elementleri
    Toprak alkali metaller grubu olarak bilinirler. Grubun tamamı metaldir. Alkali metallere göre aktiflikleri daha azdır. Ancak periyodik sistemdeki diğer metallere göre de oldukça aktiftirler.

    Grupta aşağıya doğru inildikçe elementlerin metalik aktiflikleri artar. Bu aktiflik artışı da su ile verdikleri tepkimeleri çeşitlendirir. Berilyum su ile tepkime vermezken magnezyum sadece su buharı ile tepkime verir. Ancak kalsiyum, stronsiyum ve baryum soğuk suyla bile tepkimeye girebilir.

    p Bloku Elementleri

    p bloku elementleri 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A grubu elementleridir. Helyum elementi 8A grubunda bir asal gaz olmasına karşın 1s2 elektron dağılımı ile s bloku elementidir. Bu elementler periyodik sistemin sağ tarafında bulunan elementlerdir. s bloku elementleri gibi baş grup elementleridir. Bu bloktaki elementlerin elektron dağılımlarında temel hâlde en yüksek enerjili orbital p orbitalidir. Atom çapları s bloku elementlerine göre daha düşük olduğundan elektron verme yatkınlıkları düşüktür. Bunun için birçok bileşiklerinde elektron alırlar.

    3A Grubu Elementleri

    5 B: [He] 2s2 2p1

    13Al : [Ne] 3s2 3p1

    31Ga : [Ar] 4s2 3d10 4p1

    49In : [Kr] 5s2 4d10 5p1

    81TI : [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

    Gruptaki bor elementi, ikili iyonik bileşikler oluşturmaz. Oksijen gazı ve su ile tepkime vermez. Alüminyum havada kolaylıkla oksitlenerek alüminyum oksit bileşiğini oluşturur. Alüminyum, bütün bileşiklerde 3+ yüklü iyonlar oluşturur. AICI3, AI2O3, AIH3, AI2(CO3)3 ... gibi bileşiklerinde alüminyum 3+ yük alır. 3A grubundaki diğer metaller + ve 3+ yüklü iyonlar oluştururlar. Grupta aşağıya doğru inildikçe 3+’ya göre + yük alma yatkınlığı artar.

    Bir metal olan alüminyum, moleküler yapıda

    Bu ders notu faydalı mıydı?
    Bunu nasıl iyileştirebilirim?
    2 kişi oy kullandı
    Online Testler