Atomun Yapısı

ATOMUN YAPISI
tomun Yapısı[/url]

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 alırn 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 belirtirMagnetik 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 bulunurlarBu 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 belirlenirBu 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) ayrılırElementlerin %85 i metal %15 i ametaldir Metaller ile ametalleri ayıran sınır bölgesinde her iki grubun özelliklerini taşıyan bazı elementler bulunurBu 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 bulunurlarÇizelgedeki 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 0080 nm, 13Al'mun ki ise 0143 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 00 -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 40 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