Atom Modelleri Ve Tarihçeleri | Kimya

1 Dalton Atom Modeli

Bilimsel anlamda ilk atom modeli 1807 yılında Dalton tarafından geliştirildi Dalton, elementlerin ve bileşiklerin birbirine dönüşebilmesini, bunlar arasında sabit oran ve katlı oran yasalarının bulunmasını atomun varlığına delil olarak gösterdi

Dalton atom modelinin varsayımları şunlardır:

1Madde, çok küçük, yoğun, bölünemez ve yok edilemez atomlardan oluşmuştur (Çekirdek tepkimelerinden dolayı geçerliliğini yitirmiştir)

2Bir elementin atomları şekil, büyüklük, kütle ve özellik olarak birbirinin aynıdır, farklı elementlerin ki ise farklıdır (İzotopların varlığı ile geçerliliğini yitirmiştir)

3Bir elementin kimyasal tepkimelere katılabilen en küçük parçası atomdur

4Farklı element atomlarının belirli oranlarda birleşmesiyle moleküller oluşur Bir bileşiğin molekülleri birbirinin aynıdır

2 Thomson Atom Modeli

Thomson elektrik deşarj tüpleriyle yaptığı çalışmaların sonucunda, maddenin yapısında elektrikle yüklü taneciklerin varlığını saptamıştır Yaptığı deneylerde tüm maddelerde negatif (-) yüklü taneciklerin (elektronların) varlığını gözlemiştir Maddenin nötr yapıda olmasından dolayı (-) yüklü taneciklere eşit sayıda (+) yüklü taneciklerin de olması gerektiğini ileri sürmüştür Atomun yapısında (+) ve (-) yüklü taneciklerin yani proton ve elektronun bulunduğunu belirten ilk modeldir

Thomson atom modelinin varsayımları şunlardır:

1Atomlar küre biçimli olup yapı çapları yaklaşık 10-10 m dir

2Atomlar elektriksel olarak nötrdür Yani, atomdaki proton ve elektron sayıları birbirine eşittir

3Elektronlar atom içinde homojen olarak dağılmıştır

4Elektronların kütlesi, protonların kütlesine göre çok küçüktür Bu nedenle atom kütlesinin büyük çoğunluğunu protonlar oluşturur

3 Rutherford Atom Modeli

Rutherford, radyoaktif maddeden elde ettiği +2 yüklü alfa taneciklerini çok ince metal yaprak üzerine göndermiştir Bu ışınların çok büyük bir kısmının sapmadan, az bir kısmının ise saparak metal yapraktan geçtiğini çok az bir kısmının ise geriye yansıdığını saptamıştır

Rutherford, Thomson atom modeliyle bu sonuçları açıklayamamıştır Atom homojen bir yapıda olsaydı, bütün a parçacıklarının levhayı geçmesi veya geçmemesi gerekirdi a taneciklerinden bazılarının çok az sapması veya geri dönmesi, atom içinde (+) yüklü iyonların geçmesini zorlaştıran bir bölümün varlığını gösterdi Bu nedenle Rutherford, atomda pozitif yükün ve kütlenin atom merkezinde çok küçük hacimde toplandığını düşündü ve bu bölüme çekirdek adını verdi Deney sırasında sapan veya geri dönen a taneciklerinin çekirdeğe çok yakın gelen veya tam çekirdek üzerine isabet eden tanecikler olduğunu belirtti

Rutherford atom modelinin varsayımları şunlardır:

1Atomda pozitif yük ve kütle, atom merkezinde çekirdek olarak adlandırılan çok küçük bir hacimde toplanmıştır Atomun yarıçapı 10-10 m, çekirdeğin yarı çapı 10-15 m civarındadır

2Çekirdekteki pozitif yük miktarı bir elementin bütün atomları için aynı ve diğer atomlarınkinden farklıdır Pozitif yük sayısı atom kütlesinin yaklaşık yarısına eşittir

3Atomların nötrlüğünü sağlamak üzere, proton sayısına eşit sayıda elektron, çekirdek etrafında bulunur Atom hacminin büyük bir bölümü, çok hızlı hareket eden elektronlar tarafından doldurulur

Rutherford modeli atomdaki elektronların hareketlerini açıklayamadığı gibi elektronların niçin çekirdek üzerine düşmedikleri sorusunu da yanıtlayamamaktadır

Dalton, Thomson ve Rutherford atom modellerinde proton ve nötronlarla ilgili bilgiler verildi Daha sonraki yıllarda Chadwick, atom çekirdeğinde nötron denilen yüksüz bir taneciğin varlığını saptamıştır Bu şekilde, atomun üç temel tanecikten oluştuğu anlaşılmıştır Daha sonraki yıllarda atomda, proton, nötron ve elektronun yanı sıra çok sayıda taneciğin bulunduğu anlaşılmıştır Ancak atomların davranışlarını proton, nötron ve elektron sayıları belirler

ATOMU OLUŞTURAN TEMEL TANECİKLER

Atomun temel tanecikleri, atom çekirdeğinde bulunan protonlar ve nötronlar ile çekirdeğin çevresinde bulunan elektronlardır Tanecik Bulunduğu yer Bağıl kütle(akb) Bağıl yük

Proton(p+) Çekirdek 1 +1

Nötron(n) Çekirdek 1 0

Elektron(e-) Çekirdek dışı 1/1836 -1

Proton sayısı : Atomları birbirinden ayıran temel sayıdır Bir elementin tüm atomlarında proton sayısı aynı, farklı element atomlarında proton sayısı farklıdır

Nötron sayısı: Çekirdekteki yüksüz parçacıktır Bir elementin tüm atomlarında farklı ( izotop ), farklı element atomlarında aynı ( izoton ) sayıda olabilir

Elektron sayısı: Kimyasal davranışı belirler Bir atomun elektron sayısı değişince kimyasal özelliği değişir

Çekirdekte bulunan taneciklere (p+n) nükleon denir

Elementler sembollerle gösterilir Sembol aynı zamanda o elementin atomunu da belirtir

Herhangi bir elementin sembolünün sol üst köşesinde kütle numarası, sol alt köşesinde atom numarası sağ üst köşesinde ise iyonun ise yükü belirtilir

Atom numarası = proton sayısı =çekirdek yükü = nötr atomdaki elektron sayısı

Kütle numarası = proton sayısı+nötron sayısı = nükleon sayısı

Atomlar, sürtme, ısı ve ışık enerjisi gibi etkilerle elektron kazanarak negatif yüklü veya elektron kaybederek pozitif yüklü hale gelebilir Yüklü atomlara iyon denir Negatif yüklü iyonlara anyon, pozitif yüklü iyonlara da katyon denir İyon yükü (q), iyondaki proton ve elektron sayıları arasındaki farka eşittir

Yük : elektron vererek ( yükseltgenme) ya da elektron alarak (indirgenme) ulaşılan değerliktir

Yük = proton sayısı – elektron sayısı

p+ = e- Nötrdür

p+ > e- Katyondur

p+ < e- Anyondur

1910 da F Soddy (F Sodi) radyoaktiflikle ilgili çalışmalar yaparken uranyum atomunun farklı kütleli atomlarını bulmuş bu atomlara izotop adını vermiştir

İzotop : ( bX - cX ) Atom numaraları aynı, kütle numaraları farklı olan atom ya da iyonlara denir Başka bir deyişle proton sayıları aynı, nötron sayıları farklı olan atom ya da iyonlardır

Örneğin H ‘nin doğada üç izotopu vardır:

Hidrojen, H ; 1 p , 0 n

döteryum D ; 1 p , 1 n

trityum T ; 1 p , 2 n içerir

İzotop atomların ;

*Kimyasal özellikleri aynı, fiziksel özellikleri farklıdır

* Bir elementle oluşturdukları bileşik formülleri aynı, mol kütleleri farklıdır

* Doğada bulunuş yüzdeleri farklıdırBu nedenle elementler için ortalama atom kütlesinden bahsedilir

Ortalama Atom kütlesi:

İzotopların doğadaki bolluk yüzdelerine göre kütlelerinin toplamıdır

Ortalama atom kütlesi:%KN1 + %KN2 +

İzobar : ( bX - bY )

Atom numarası farklı, kütle numarası aynı olan atomlara izobar atom denir İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri farklıdır Na-24 ve Mg-24 birbirinin izobarıdır

İzoton :

Atom ve kütle numaraları farklı nötron sayıları aynı olan atomlara izoton atom denir İzobar atomların fiziksel ve kimyasal özellikleri faklıdır

19K(39) ve 20Ca(40) birbirinin izotonudur K nın nötron sayısı 39-19 dan 20, Ca nın 40-20 den yine 20 dir Nötron sayıları eşit olduğu için bu iki element birbirinin izotonudur

izoelektronik : Elektron sayıları aynı olan farklı atom ya da iyonlar 11Na+1 ve 9F-1 iyonlarında eşit sayıda yani 10 ar elektronu vardır Bu iki iyon birbirinin izoelektroniğidir

allotrop :

Bir elementin aynı cins atomlarının farklı bağlanmış kristal ya da molekül şekillerinden her biri birbirinin allotropudur

Bazı elementlerin allotropları şöyledir:

Karbon: elmas ve grafit

Oksijen: oksijen ve ozon

Kükürt: rombik, amorf ve monoklin kükürt

Fosfor: beyaz, siyah ve kırmızı fosfor

Allotropların ;

· Atomlar arası bağ yapıları farklıdır

· Bağ yapılarının farklı olması nedeniyle fiziksel özellikleri farklıdır

(görünüm, erime ve kaynama sıcaklıkları, öz kütle )

· Başka elementlerle tepkimeye girme yatkınlığı farklıdır

· Bir başka elementle oluşturduğu bileşiklerin formülleri aynıdır

3 Bohr Atom Modeli

Rutherford atom modeli çekirdek çevresinde bulunan elektronların hareketlerini fizik yasalarına göre açıklamakta yetersiz kalmıştır Bunun üzerine Danimarkalı Fizikçi Bohr bir elektronlu olan atom ya da iyonlar (1H, 2He+1, 3L+2) için bir atom modeli geliştirmiştir

Bohr atom modelinin varsayımları şunlardır:

Elektronlar çekirdek çevresinde yarı çapı belli dairesel yörüngelerde bulunabilir Bu yörüngelere enerji düzeyi de denir Yörüngeler çekirdeğe yakınlık sırasına göre ya K, L, M gibi harflerle, ya da 1, 2, 3, n gibi tam sayılarla gösterilir Her enerji düzeyinin belirli bir enerjisi vardır

Çekirdeğe en yakın enerji seviyesinin enerjisi en küçüktür Çekirdekten uzaklaştıkça yörüngelerin enerjisi artar

Hidrojen atomunda bir elektron en düşük enerjili yörüngede bulunur Bu yörüngelerden birinde bulunan elektron kendiliğinden enerji yaymaz Elektronu olası en düşük enerjili yörüngelerde bulunan atomun elektron dizilişine temel hal elektron dizilişi denir

Atom dışarıdan enerji kazanırsa elektron aldığı enerjinin değerine bağlı olarak daha yüksek enerjili bir düzeye sıçrar Böyle elektronlara uyarılmış elektron, atomlara da uyarılmış atom denir

Uyarılmış elektron, daha düşük enerjili bir düzeye düşerken hareket ettiği iki enerji düzeyi farkına eşit enerjiyi dışarıya verir

Modern Atom Modeli

Bohr atom modeli, tek elektronlu türlerin davranışlarının açıklanmasında başarılı olmakla birlikte, çok elektronlu atomların davranışlarını açıklamada yetersiz kalmıştır

Modern atom teorisine göre , Bohr atom teorisindeki gibi elektronları yörüngelerde sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek yanlıştır Çünkü elektronun hızı ve yeri için kesin bir şey söylenemez Elektronun bulunma olasılığının olduğu yerlerden bahsedilir

Modern atom teorisinin modelinin varsayımları şunlardır:

1 Elektronlar çekirdek çevresinde belirli enerji düzeylerinde bulunur Her enerji düzeyi “n” ile belirtilir Bu enerji düzeylerine baş kuant sayısı denir Baş kuant sayısı orbitallerin çekirdekten ortalama uzaklığını ya da enerjisini belirler Çekirdekten uzaklaştıkça enerji artar Çünkü protonların elektronları çekim gücü azalır, buna bağlı olarak da elektronların hareketi ve enerjisi artar

2 Elektronlar hem kendi çevrelerinde hem de çekirdek çevresinde döner Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketine spin hareketi, çekirdek çevresindeki dönme hareketine de orbital hareketi denir Çekirdek çevresinde dönmeleri sırasında elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu geometrik bölgelere orbital denir Dört çeşit orbital vardır

s orbitali: Küresel bir şekle sahiptir Birinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde bir tane s orbitali bulunur En çok iki elektron alır

p orbitali: İkinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır p orbitalleri, px , py ve pz olmak üzere üç çeşittir Aynı enerji düzeyinde bulunan üç orbitalin de enerjileri birbirine eşittiren çok altı elektron alır

d orbitali: Üçüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır Beş çeşit d orbitali vardır Aynı enerji düzeyindeki beş orbitalin enerjileri birbirine eşittir En çok on elektron alır

f orbitali: Dördüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde enerjileri birbirine eşit yedi tane f orbitali vardır En çok on dört elektron alır

ELEKTRON DİZİLİŞLERİ

Elektronların orbitalleri doldurmasında belirli kurallar vardır Bunlar şöyle özetlenebilir:

Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur Bir orbitalin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır Aynı temel enerji düzeyindeki orbitallerin enerjileri arasındaki ilişki s < p < d < f şeklindedir Buna göre enerjisi en az olan orbital 1s dir

Bir orbital en fazla iki elektron taşıyabilir Bir orbitaldeki iki elektronun dönme yönleri zıttır bu ilkeye Pauli dışlama ilkesi denir Elektronların bu şekilde dönmeleri, oluşturdukları manyetik alan yönlerinin zıt olmasını sağlar Bu şekilde elektronlar sanki zıt kutupları yan yana getirilmiş iki mıknatıs gibi birbirini çeker

Şu anda uygulanan en düşük enerjiden en yükseğe doğru elektronların sıralanışı ,

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 şeklinde devam eder

Bir orbital ve içindeki elektronlar, bir çember ve içine çizilen çapraz çizgi veya oklarla gösterilir

1H: 1s1

2He: 1s2

5B: 1s2 2s2 2p1

Aynı temel enerji düzeyindeki eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer Tüm orbitaller yarı dolu hale geldikten sonra orbitaller tam dolu hale geçmeye başlar Bu kurala Hund (Hunt) kuralı denir

6C: 1s2 2s2 2p2

8O: 1s2 2s2 2p4

10Ne: 1s2 2s2 2p6

Bir atomdaki orbitallerin tümünün tam dolu veya bazılarının tam dolu diğerlerinin yarı dolu olması hâline küresel simetrik elektron dizilişi denir Elektron dizilişi s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile biten atomlar küresel simetrik elektron dağılımına sahiptir Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişlerinde aşağıdaki değişmeler olur

ns2 (n–1) d4 yerine ns1 (n–1) d5

ns2 (n–1) d9 yerine n s1 (n–1) d10

Örneğin 24Cr ün elektron dizilişi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde değil

24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklinde yazılır

Aynı durum 29Cu da da vardır 29Cu un gerçek elektron dizilişi ise,

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 şeklinde yazılır

Bu değişmeler yalnız ns ve (n–1) d orbitalleri arasında olur Diğerlerinde bu tür değişme yoktur

Elektron Dizilişlerinin Kısa Yazılışı

Atomların elektron dizilişleri soy gaz olarak bilinen ve elektron dizilişleri s2 p6 ile biten elementlerden yararlanılarak kısaltılabilir Örneğin;

10Ne : 1s22s22p6,

11Na : 1s22s22p63s1 dir

Na un ilk 10 elektronunun dizilişi Ne daki gibidir Bu nedenle Na un elektron dizilişi;

11Na: [Ne] 3s1 şeklinde kısaltılabilir

Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi

Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji düzeylerine atlamış durumdadır

11Na : 1s22s22p63s1 (temel hâl)

11Na : 1s22s22p63p1 (uyarılmış hâl)

Değerlik Elektronları

Bir atomda iç enerji düzeylerindeki elektronlar atom çekirdeğine daha yakın olduklarından atoma daha sıkı bağlıdır Ancak en dış enerji düzeyindeki elektronlar atoma daha gevşek bağlıdır Elementlerin tepkimeye girerken aldıkları, verdikleri veya ortaklaşa kullandıkları elektronlar, atomun en dış katmanındaki bu gevşek bağlı elektronlardır Elementlerin kimyasal özelliklerini belirleyen bu elektronlara değerlik elektronları denir Değerlik elektron sayıları aynı olan elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir

İyonların Elektron Dizilişi

Negatif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde iyonun sahip olduğu toplam elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlanarak orbitallere yazılır

Nötr azotun elektron dizilişi: 7N: 1s22s23p3 tür

N–3 iyonunun elektron dizilişi; 7N–3: 1s22s22p6 dır

Pozitif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde, önce atomun nötr haldeki elektron dizilişi yazılır Sonra yüksek enerjili orbitallerden başlanarak yük sayısı kadar elektron orbitallerden çıkarılır

17Cl : 1s22s22p63s23p5

17Cl+5 : 1s22s22p63s2

Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden, sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır

26Fe :1s22s22p63s23p64s23d6

26Fe+2: [18Ar]3d6