ATOMUN YAPISI
1)
Dalton Atom Teorisi
Daltonun atom kuramına göre elementler kimyasal bakımdan birbirinin
aynı olan atomlar içerirler. Farklı elementlerin atomları birbirinden
farklıdır. Bu atom teorisine göre kimyasal bir bileşik iki veya daha
çok sayıda elementin basit bir oranda birleşmesi sonucunda meydana
gelir. Kimyasal tepkimelere giren maddeler arasındaki Kütle
ilişkilerine istinaden, Dalton atomların bağıl kütlelerini de
bulmuştur. Modern atom kuramı Dalton'un kuramına dayanır ancak bazı
kısımları değiştirilmiştir. Atomun parçalandığını, elementlerin
birbirinin aynı atomlardan değil, izotoplarının karışımından meydana
geldiğini biliyoruz. Daltonun atom teorisi kimyasal reaksiyonların
açıklanmasına, maddenin anlaşılmasına, ve atomun temel özelliklerinin
ortaya atılmasına oldukça büyük yararlar sağlamıştır. Bu sebeple ilk
bilimsel atom teorisi olarak kabul edilir.
Dalton Atom kuramı üç varsayıma dayanır;
1. Elementler Atom adı verilen küçük bölünemeyen taneciklerden
oluşmuştur. Atomlar kimyasal tepkimelerde oluşmazlar ve bölünmezler.
2. Bir elementin tüm atomlarının kütlesi ve diğer özellikleri aynı, diğer elementlerin atomlarından farklıdır.
3. Kimyasal bir bileşik iki yada daha fazla elementin basit bir oranda birleşmesi ile oluşur.
Dalton atom teorisi kimyasal değişme konularının da daha iyi tanımlanmasına olanak sağlar:
1. Kütlenin korunumu: Bir kimyasal reaksiyonda reaksiyona giren
maddelerin kütleleri toplamı, çıkan maddelerin (ürünlerin) kütleleri
toplamına eşittir.
2. Sabit oranlar Yasası: İki element birden fazla bileşik meydana
oluşturuyorsa, birleşen iki elementin farklı miktarları arasında
ağırlıkça tam sayılarla ifade edilen basit bir oran bulunur. Örneğin:
H2O da 2 g hidrojenle 16 g oksijen birleşirken, OH de 1 g hidrojenle 16
g oksijen birleşmiştir. Buradan her iki bileşikte de aynı miktar
oksijenle birleşen 2 g hidrojen ve 1 g hidrojeni birbirine oranlarsak 2
sayısını elde ederiz.
2)
Kuantum Sayıları
Dalga mekaniğinde, bir atom birden fazla elektron içerirse elektron
kabuklara dağıtılır. Bir yada daha fazla orbitallerin altkabukları, bir
yada daha fazla alt kabuklarında kabukları oluşturduğu düşünülür.
Schrödiner denklemi polar koordinatlara göre çözülürse, eşitliğin sağ
tarafı açısal fonksiyona, sol tarafı radyal (çapla ilgili) fonksiyona
eşit olur. Radyal fonksiyondan yararlanarak baş kuantum sayısı (n) ve
açısal fonksiyondan alt kabuk (azümütal) (l) ve orbital magnetik, ml
kuantum sayıları elde edilir. Uhlenbeck ve Goudsmit elektronun çekirdek
etrafında dolanırken aynı zamanda kendi etrafında da döndüğünü ortaya
çıkardılar. ms ile yazılan elektronun spin kuantum sayısı kuantum
mekaniğinden elde edilmemiştir. Elektronların saat yönünde + 1/2
(yukarıya doğru bir ok şeklinde gösterilir: ↑ aksi yönde dönmesi - 1/2
(aşağı doğru bir ok şeklinde gösterilir:↓. Bunlardan yararlanarak bir
atomun çekirdeği etrafında dolanan elektronların birer kimlik
numaraları olarak düşünülen dört ayrı kuantum sayısı şöyledir. Bir
elektron yalnızca bu dört kuantum sayısı ile tarif edilir. Bunlardan
bir tanesi eksikse o elektron tam olarak belirtilmiş olmaz.
Sembol İsmi Alabileceği değerler Özelliği
n Baş 1,2,3, Orbitalin enerji ve büyüklüğünü belirler
1 Alt kabuk 0,l,2,...,n-l Orbitalin şeklini belirler
mı Orbital l,-l,+1,. ..,0,1-1,1 Orbitalin yönlenmesini belirler
ms Spin +1/2, -1/2 Elektronun dönme yönünü belirler
Baş Kuantum Sayısı (n):
Baş kuantum sayısı(n) yaklaşık olarak Bohr'un tanımladığı n'ye karşılık
gelir. Bu kuantum sayısı elektronun bulunduğu kabukları veya enerji
düzeyini gösterir. 1,2,3,4,... gibi değerleri alır.n artı değerli bir
tamsayıdır. Bu değerler büyük harflerle gösterilir. n=l K kabuğunu, n=2
L kabuğunu, n=3 M kabuğunu, n=4 N kabuğunu, ... gibi harflerle veya
başkuantum sayıları ile de yazılan bu kabukların alt kabuklara
ayrılması ile alt kabuk kuantum sayıları, bunların da alt yörüngelere
ayrılması ile orbital kuantum sayıları oluşur. n, eletronun kabuğunu ve
çekirdekten olan ortalama uzaklığını belilemektedir.
Alt Kabuk Kuantum Sayısı (1)
l, elektronun alt kabuğu ve orbitalinin şeklini verir. Verilen bir alt
kabuğun her orbitali aynı enerjiye sahip bir yapıya sahiptir.Alt kabuk
kuantum sayısı, sıfırdan başlayarak kaç tane alt kabuk varsa baş
kuantum sayısının bir eksiğine (n-1) kadar numaralanır. Şöyle ki, n-1
(K) tabakası için l tane alt kabuk vardır. 1=0 diye numaraladığımızda
ancak 1=0 numaralı alt kabuk kuantum sayılı alt kabuk olduğunu
görüyoruz. n=2 (L) tabakası için iki alt kabuğun kuantum numaraları 1=0
ve 1=1 olacaktır. n=3 (M) tabakası için üç alt kabuk vardır ve bu üç
alt kabuğun kuantum ayıları 1=0, 1=1 ve 1=2 olacaktır. Fakat bu
sayılarla yetinmeyip, alt kabuk kuantum sayılarının gösterimini daha da
sadeleştirmek için, sayılar yerine küçük harflerle gösterilirler.
Örneğin, 1=0 yerine s, 1=2 yerine p, 1=3 yerine f, l=4 yerine g,...
harfleri kullanılır. Bu harfler, sharp, principal, diffuse.
fundamental,.,. gibi atomik spektrumlardaki çizimlere ait kelimelerin
baş harfleridirler.
Kabuk Baş Kuantum Sayısı Alt Kabuk Sayısı Alt Kabuk Kuantum Sayısı Alt Kabuk Harfleri
K n=l 1 tane 1=0 s
L n=2 2 tane 1=0, 1=1 s,p
M n=3 3 tane 1=0,1=1,1=2 s,p,d
N n=4 4 tane 1=0,1=1,1=2,1=3 s,p,d,f
Orbital Kuantum Sayısı (ml)
ml, orbitalin yöneltisini belirtir.Magnetik kuantum sayısı diye de
adlandırılan bu kuantum sayısı her bir alt kabukta bulunan orbitalleri
belirler. Herbir alt kabuktaki orbital adeti o alt kabuğun kuantum
numarasının iki katının bir fazlası yöntemi ile bulunur. (21+1).
ml = -1,..., 0,.. .,+1
Örnek verecek olursak; alt kabuk kuantum numarası 1=0 için önce orbital
sayısını elde edelim: Orbital sayısı 21+1 kadar olacaktır yani 2x0+1 =
1 tanedir. Orbital kuantum numarası: mı = -1,...,0,...,+1 olduğundan
ml= -0,...,0,...,+0=0 sayısı bulunacaktır. p orbitali için ( 1=1)
yörünge sayısı mı=2xl+l=3 elde edilir.. mı=-l,0,+l olmak üzere mı=-l,
mı=0, mı=+l olan üç orbital kuantun sayısı belirlenir. d orbitali için
(1=2), ml=-2,-l,0,+l,+2 olacak şekilde mı=-2, mı=-1, mı=0, mı=+l, mı=+2
olan beş orbital kuantum numarası elde edilir.
1=0, s, bir tane s orbitaline (mı=0)
1=1, p, üç tane p orbitaline (mı=-l,0,+l)
1=2, d, beş tane d orbitaline (mı=-2,-l,0,+l,+2)
1=3, f, yedi tane f orbitaline (mı=-3,-2,-l,0,+l,+2,+3)
s alt kabuğu bir tane s orbitaline, p alt kabuğu px(p+1),py(p-1),
pz(po) olarak üç tane p orbitaline, d alt kabuğu d-2, d-ı, d0, d+ı, d+2
(veya dz2, dz2-y2 ,dxy, dyz, dxz) olarak beş tane d orbitaline
sahiptir. Her orbital en fazla iki elektron bulundurabilir. Bundan
faydalanarak s alt kabuğu en çok 2, p alt kabuğu en çok 3x2=6, alt
kabuğu en çok 5x2=10, f alt kabuğu da en çok 7x2=14 elektron üzerinde
bulundurabilir. Her alt kabuk ve orbital herzaman ait olduğu baş
kuantum sayısı ile belirlenir. 1s, 3s, 4px, 3p, 3dz2 gibi.
Orbitallerin Şekilleri ve Büyüklüğü
Elektronların Bohr yörüngeleri gibi bilinen daireler üzerinde değil,
bulunma ihtimallerinin en fazla olabildiği bölgelerde orbital
olabileceğini ortayı koyduk. Orbitalin şekli, elektronun bulunma
olasılığı ile ilgili grafiğin kesit alanını almak suretiyle elde
edilir. Bu şekilde elde edilen tüm s orbitalleri küresel bir yapıda
bulunur. Olasılığın kesin bir sınırı olmaması nedeniyle şekli kolay
gösterebilmek için dairesel bir çizgiyle gösterilir.. Baş kuantum
sayısı üstte yazıldığı gibi orbitalin büyüklüğünü belirler. Baş kuantum
sayısı arttıkça orbital aynı şeklini koruyarak şekli büyür. (2s küresel
orbitalinin 1s küresel orbitaline nazaran büyük olması gibi).
Elektronların Yerleşim Düzeni:
Elektronik dizilişte atomun elektonik yapısı 1s, 2s, 2p gibi semboller
alt kabukları, sağ üst köşedeki sayılarda her alt kabukta bulunan
elektronların sayısını verir. Orbital kuantum sayısı ile spin kuantum
sayılarının standart gösterimde yeri yoktur. Ancak tek tek elektronlar
ele alındığında dört kuantum sayısı da gösterilebilir. Diyelim ki n=2
kabuğunun 1=0 (s) alt kabuğunun orbitallerinde 1 tane elektron
bulunuyor. Bu durumda, 2s1 şeklinde gösterilebilir.
Elektronların bulunduğu yerler kabukların alt kabuklarına ait orbitallerdir.
s yörüngesi
s, p şematik gösterilişi.
s, p. d, f diye harflendirilen bu orbitallerde elektronların dizilişi
gelişigüzel değildir. En düşük enerjili orbitalden b aşlayarak
elektronlar dizilmeye başlarlar, aynı enerjiye sahip orbitaller birer
tane elektron almadan herhangi biri çift elektron bulundurmaz.
(n+l) Kuralı:
Orbitallerin birbirlerine göre enerji seviyelerini karşılaştırmaya
yarar. Elektron iki orbital seçeneğinden herzaman en düşük enerjili
olanını tercih edeceği için orbitallerin göreceli enerjileri (n+1)
kuantum sayılarına bakarak bulunur. (n+l) si düşük olan orbital düşük
enerjili kabul edilir.Elektron bu düşük enerjili orbitali doldurur. 4s
ve 4porbitallerini karşılaştıralım. 4s için n=4 ve l=0'dir. n+l si
4'tür. 4p'nin ise n=4 ve 1=1'dır. n+l'si 5'tir. 4s daha düşük enerjili
olduğundan, elektron 4p yerine 4s'ye yerleşmiş olacaktır. Ayrıca iki
orbitalin de n+l'si eşit olursa düşük enerjili orbital "n"si küçük olan
orbitaldir. 2p ve 3s'yi karşılaştırdığımızda her ikisinin de n+l değeri
3 bulunur. Elektron 3s yerine 2p orbitalini tercih eder.
Hund Kuralı:
Hund kralına göre elektronlar bir alt kabuğun orbitallerine en fazla
sayıda paralel spinli ve eşleşmemiş olacak şekilde dağılırlar. p alt
tabakasının 3 tane p orbitali, d alt tabakasının 5 tane d orbitali, f
alt tabakasının 7 tane f orbitali aynı enerji seviyesinde bulunurlar.Bu
aynı enerji seviyeli orbitallerin her biri birer elektrona sahip
olmadan önce orbitallerden herhangi biri iki elektrona sahip olamaz.
Örneğin n=3, 1=1 (3p) alt tabakasında üç elektron bulunuyor. Bu kurala
göre 3px orbitali iki elektron, 3py bir elektron taşıyıp da 3pz de hiç
elektron olmaması bu kurala göre imkânsızdır. Bundan dolayı bu üç
elektronun orbitalleri ve yerleşimi ancak ve ancak sadece 3px de l
elektron, 3py de l elektron ve 3pz de l elektron şeklinde olabilir.
Pauli Dışarlama (exclusion) Kuralı:
Bir atomun içerdiği elektronların herbirinin dört ayrı kuantum sayısı
(n, l, ml. ms) ile belirlenir.Bu kural bir atomda bulunan herhangi iki
elektronun 4 kuantum sayısının da aynı değerler alamayacağını, en
azından birer kuantum sayılarının farklı olduğunu söyler. Örneğin 2s
orbitalinde bulunan iki elektron bu kuantum sayıları n=2, 1=0, ml=0
olmak üzere üçü de aynıdır. Fakat dördüncü kuantum sayıları farklıdır,
bir elektronun ms = + 1/2 ve diğerinin ms = - 1/2 dir.
Elektronların orbitalterdeki düzenlenmesi a) elektron sayılarının
orbitaller üzerine yazılması 1s22s22p63s2 şeklinde ve b) oklarla olmak
üzere iki türlü olabilir. Oklarla gösterimde yatay çizgi (-) şeklinde
gösterilen orbital üzerine elektron sayısı kadar ok çizilir. l s ↑ veya
l s ↑↓ gibi.
Örneğin bor aomunun elektronik yapısını gösterirsek
B'un atom numarası 5 olduğundan 5 elektrona sahiptir. Bu 5 elektronun orbitallerde dizilişi aşağıdaki şekillerde gösterilebilir:
a) Sayılarla gösterim: En düşük enerjili orbital 1s'den itibaren
başlayarak elektronların dizilişi yapılır. Burada her kabuk ancak bir s
orbitaline sahip olabilir ve maksimum 2 elektron alır, p orbitalleri üç
tanedir toplam 6 elektron alabilir, d orbitalleri beş tanedir 10
elektron alabilir ve f orbitalleri yedi tanedir ve 14 elektron alabilir
şekilde toplu elektron sayısı gösterilir.
5B: 1s2 2s2 2p1
veya kendinden önce gelen soy gaz köşeli paranteze alarak ve geri kalan elektronları göstermek de mümkündür:
5B: [He] 2s2 2p1
b) Oklarla gösterim veya Hund kuralını uygulayarak gösterimde her bir
elektron bir ok ile gösterildiğinden hangi orbitalde kaç elektron
olduğu kolayca anlaşılır.
2p ↑ __
2s ↑↓_
(5B) 1s ↑↓_
Yukarı yönlü oklar ms = +1/2, aşağı yönlü oklar da ms =- 1/2 şeklinde
düşünülerek elektronların dört kuantum sayısı da bu gösterimde açık bir
şekilde ortaya çıkar.
Magnetik Özellikler:
Bir atomun orbitallerinde tek elektron varsa buna çiftleşmemiş elektron
denir. Çiftleşmemiş elektron sayısı, ancak Hund Kuralına gösterimde
görülebilir. Çiftleşmemiş elektrona sahip atom veya iyonların bir
magnetik alan tarafından çekildiği, zayıfça mıknatıslık gösterdiği,
deneysel olarak elde edilmiştir. Çiftleşmemiş elektronlara sahip
maddelerin gösterdiği magnetik alana doğru çekilme özelliğine
paramagnetizma denir. Bunun zıddı özellik (bütün elektronları
çiftleşmiş maddelerin gösterdiği magnetik alan tarafından itilmesi)
diamagnetizma adı verilir. Paramagnetizma sadece dışarıdan bir magnetik
alan uygulandığı zaman gözlenenebilir. Birde kobalt, nikel, demir gibi
metallerin dışarıdan bir magnetik alan uygulanmadığı halde
kendiliğinden magnetik özellik göstermesi özelliği vardır ki buna da
ferromagnetizma denir. Ferromagnetik malzemelerde büyük sayıda
paramagnetik iyonla malzeme içinde küçük bölgelerde magnetik momentleri
aynı bir yönde yönlenmiş olarak toplanmışlardır. Bu bölgeler bir defa
güçlü bir dış magnetik alana maruz bırakıldıktan sonra, magnetik
momentleri devamlı olarak hep aynı yönde yönelirler. Halbuki
paramagnetik cisimlerde dış alan etkisi kalktıktan sonra magnetik
özellik de kaybolduğu gözükür.
3)
Periyodik Tablo
Periyodik tablo özellikleri bakımından elementler iki büyük gruba
(metaller, ametaller) ayrılır.Elementlerin %85 i metal %15 i ametaldir.
Metaller ile ametalleri ayıran sınır bölgesinde her iki grubun
özelliklerini taşıyan bazı elementler bulunur.Bu elementlere yarımetal
ismi verilir. Elementler tabloda A ve B grubu elementler olmak üzere
ikiye ayrılırlar. A grubu elementleri baş grup elementler (s ve p), B
grubu elementlerine de geçiş elementleri (d) ismi verilir. Geçiş
elementleri, periyodik çizelgede IIA ile IIIA grubu elementleri
arasında bulunurlar.Çizelgedeki yatay sıralara periyod, düşey sıralara
grup ismi verilir. Doğadaki element sayısı 89 tane olup, laboratuvarda
sentetik yolla çekirdek reaksiyonları ile elde edilen ve radyoaktif
olan 20 elementle birlikte yaklaşık 109'u bulmaktadırlar. Doğadaki 89
elementin oda sıcaklığında 15'i gaz, 2'si sıvı ve 72'si de katıdır.
Elementlerin isimlendirilmesi; i. o elementi keşfeden kişinin isminden
yararlanarak (Küriyum, Einsteiniutn, Fermium gibi), ii. elementlerin
keşfedildiği ülke veya şehrin ismine göre (Fransium, Germanyum,
Polonyum,... gibi), iii. Elementin özelliğine göre (hidrojen: nydro=su,
genes=üreten) ve çoğunlukla latince kelimelerle yapılmıştır, helyum:
helios=güneş, lithium: lithos=kaya, selen=ay gibi latince kelimelerden
türetilmiştir.
Atomik ve İyonik Çap:
Çekirdek etrafında elektron bulutları ile sarılmış küresel bir hacim
işgal eden nötral bir atomun çapını kesin olarak bulmak oldukça güçtür.
Ancak elektron bulutunun belirli bir hacimde sınırını çizerek
oluşturulan küre atomun şeklini belirler. Buna göre belirlenmiş atomun
çapı periyodik tabloda periyodlarda yatay olarak ilerledikçe -atom
numarası arttıkça- küçülür. Nedeni yatay olarak ilerledikçe atomun dış
kabuğuna bir elektron ve çekirdeğe de bir proton eklenir. Ancak kabuğa
eklenen bir elektronun atomun hacmini genişletme gücü, çekirdeğe
katılan bir protonun atomun hacmini küçültme gücüne eşit değildir. Daha
küçüktür. Protonun atomun hacmini küçültme gücü galip geldiğinden atom
çapı yatay olarak gittikçe küçülür.
Atomik çaplar gruplarda aşağı doğru indikçe büyür. Çünkü her grupta
elektron bir üst kabuğa girer (n=2, n=3,... gibi) ve ilave protonların
atom çapını küçültme etkisi, üst kabuğa girmiş bulunan elektronların
çapı büyültme etkisinin yanında küçük kalır. 5B'da n=2 kabuğu varken
13Al'de n=3 kabuğu vardır. 5B'un atomik çapı 0.080 nm, 13Al'mun ki ise
0.143 nm'dir. Bütün bunların yanında elektron kaybettiği zaman oluşan
iyonun çapının daha küçük, elektron kazandığı zaman oluşan iyonun
çapının da daha büyük olacağı bilinmektedir.
İyonlaşma Enerjisi:
Herzaman dışarıdan ısı alan (endotermik) bir kimyasal olaydır. Gaz
halindeki bir atomdan bir elektronu çıkarabilmek için gerekli minimum
enerjiye iyonlaşma enerjisi ismi verilir. Bir elektronu çıkarmak için
gerekli enerji birinci iyonlaşma enerjisi, ikinciyi çıkarmak için
gerekli enerji ikinci iyonlaşma enerjisi üçüncüyü çıkarmak için gerekli
enerjide üçüncü iyonlaşma enerjisi ismini alır. Tabii ki birinci
iyonlaşmadan sonra + yüklü bir iyon oluşur. Artık bu + yüklü iyondan
ikinci bir elektronu çıkarmak veya üçüncü bir elektronu çıkarmak daha
büyük bir enerji gerektirir.
Atom büyüklüğü arttıkça iyonlaşma enerjisi azalır. Buna göre
periyotlarda soldan sağa doğru gittikçe atom çapı küçülür ve iyonlaşma
enerjisi artarken, gruplarda yukarıdan aşağı indikçe atom çapı
büyüdüğünden iyonlaşma enerjisi azalır.
Bazı elementlerin I. iyonlaşma enerjileri (kJ/mol).
H He
1312 2372
Li Be B C N O F Ne
520 899 801 1086 1402 1314 1681 2081
Na Mg Al Si P S Cl Ar
496 738 578 786 1012 1000 1251 1521
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
419 590 579 762 947 941 1140 1351
Elektron İlgisi:
İyonlaşma olayının tersine, gaz halindeki bir atomun bir elektron
yakalaması ile açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir. Bu durumda
eksi yüklü bir iyon oluşur.
Atoma yaklaşan elektron atoma ait elektron bulutu tarafından itilirken
çekirdek tarafından da çekilir. Bu çekme itmeden büyük olursa enerji
yayınlanır. Birinci elektron alma çoğunlukla enerji yayınlar
(ekzotermik) fakat ikinci ve üçüncü elektron almalar daima dışarıdan
enerji isteye (endotermik) olaylardır.
Bazı elementlerin elektron ilgileri.
H He
-73 (21)
Li Be B C N O F Ne
-60 (240) -83 -123 0.0 -141 -322 (29)
Na Mg Al Si P S Cl Ar
-53 (230) (-50) -120 -74 -200 -349 (35)
Elektronegatiftik:
Elektronegatiflik iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisini birleştiren
bir tanımdır. Bir atomun molekül içinde bir kimyasal bağda elektronları
kendine doğru çekme yeteneğidir. Elektronegatiflik periyodik tabloda
soldan sağa gittikçe artar, yukarıdan aşağı indikçe azalır.
Elektronegatifliği en yüksek olan flor için 4.0 standart kabul edilerek
buna göre diğer bazı elementlerin elektronegatiflik değerleri ve
elementlerin atom numaraları ile elektronegatiflik değerlerinin
değişimi grafiği aşağıda verilmiştir.
İzoelektronik:
Bazı elementler elektron alıp vererek diğer bazı kementlerin elektron
sayısına eşit elektrona sahip olabilirler. Elektron sayıları eşit olan
element veya iyonlara izoelektronik ismi verilir. Örneğin 10Ne 10
elektron, 9F 9 elektrona sahiptir. Flor bir elektron daha alarak 10
elektrona sahip (F iyonu) olur. Böylece 10Ne ile 9F - izoelektroniktir
denir. Buna benzer şekilde 7N3-, 8O2-, 9F-, 10Ne , 11Na+ , 12Mg2+, 13Al
3+ birbiriyle izoelektroniktir. Hepsinin on elektronu bulumaktadır.
Nerden
İş/Hobiler
Lakap
Salı Kas. 24, 2009 10:54 am