Ana Sayfa | 9.Sınıf Kimya | 10.Sınıf Kimya | 12.Sınıf Kimya | Periyodik Tablo | Birim Tablosu

| Sözlükler | Kişisel Gelişim | Gıda Güvenliği | Dergiler  | Biyografi | E-Mail •

PayPal'a kaydolun ve kredi kartı ödemelerini kabul etmeye anında başlayın.

IV.BÖLÜM: Atomun Kantum (Dalga) Modeli

 Atomu oluşturan parçacıkların davranışlarını açıklamak için günümüzde, temelleri 1924'te L. deBroglie tarafından kurulan dalga mekaniği kuramı kullanılır

Broglie, ışıma, parçacıklardan oluşmuş gibi kabul edilirse, atomu oluşturan parçacıkların da dalga özelliği gösterebileceğini önermiştir.

Einstein, daha önce, kütlesi m olan parçacığının enerji eşdeğerinin, c ışık hızı olarak, E = mc2 bağıntısı ile bulunabileceğini belirtmiştir

O halde enerjisi E olan bir fotonun kütlesi m' dir.(foton, ışımanın parçacık özelliğine göre ışımayı oluşturan ve ışık hızıyla hareket ettiği varsayılanparçacıklara verilen isimdir) 

Planck, diğer taraftan bir fotonun enerjisinin E  = hν = hc/λ   olduğunu göstermiştir. Burada ν ve λ, sırasıyla fotona eşlik eden ışımanın frekansı ve dalga boyudur, h, Planck sabitidi

hc/λ  = mc2

λ = h/mc  olarak bulunur

 λ = h/mv, Broglie bağıntısı olarak bilinir ve diğer parçacıklar için de geçerlidir.

Örneğin elektron için, c, ışık hızı yerine elektronun hızı, v konur:

Maddenin bu ikili özelliği yani parçacık-dalga yapısı için deneysel kanıtlar da vardır.Fakat bunların açıklanması, konumuzun kapsamı dışındadır

Maddenin dalga özelliğinin geç bulunuşu, çıplak gözle veya mikroskopla görülebilecek kadar büyük olan cisimlerin, dalga boylarının gözlenemeyecek kadar kısa oluşundan gelir.

Elektronların dalga özellikleri nedeniyle, atomdaki davranışları dalga eşitlikleri ile açıklanabilir. E. Schrodinger, Broglie bağıntısından çıkarak hidrojen atomuna uygulanabilecek bir eşitlik vermiştir.

Dalga eşitliklerinin çözümü ile uğraşan fizik bilim dalına dalga mekaniği veya kuantum mekaniği denir.

Dalga eşitliklerinin çözümünde, dalga fonksiyonlarının her biri üç kuantum sayısı ile belirlenir ve her dalga fonksiyonu, belli bir enerjiye ve çekirdek etrafında belli bir yere karşılık gelir.

Sonuçta, dalga mekaniğine göre,

  1.  Çekirdek etrafında belli bir yer (yörünge)de bulunan elektronun enerjisi bellidir;

  2.  Atomlarda enerji düzeyleri belli sayıda elektron içerirler ve

  3. Elektronların dağılımı, bulundukları enerji düzeylerinin türü ve sayısı ile belirlenir.

(Bohr atom kuramına göre de, elektronun, çekirdek etrafında belli enerji düzeylerinde dolaştığı bilinir.)

O halde, elektronların atomda çekirdek etrafında dizilişini bulmak için, atomdaki enerji düzeylerini bilmek ve bunları belirtmek için kullanılan   kuantum sayılarını öğrenmek gerekir.

      

 

 

 

 

 4.1.KUANTUM   SAYILARI

Elektronların, atomda çekirdek etrafında nasıl dizildiğini ve bunu belirleyen kuralları anlamak için atomdaki enerji düzeylerini ve bunları belirtmek için kullanılan kuantum sayılarını bilmek gerekir.

1. Baş kuantum sayısı: atomdaki enerji düzeyleri, baş kuantum sayısı n ile  gösterilen tabakalara ayrılmıştır.

Bohr kuantum kuramında olduğu gibi n, 1,2, 3,...,∞ ve sonsuz değerlerini alabilir. Sayıların yanı sıra tabakaları göstermek için harfler de kullanılır.

Baş kuantum sayısı, n            :  1    2   3   4   5    ...

Tabakaları gösteren harfler   :  K  L M  N  O   ...

2.  Açısal Momentum (Yan kuantum sayısı),

Birinci enerji düzeylerinden , daha alt enerji düzeylerini içerirler.

Dolayısıyla tabakalar, alt tabakalara ayrılırlar ve her biri yan kuantum sayısı  l ile belirtilir. -2,-1, 0, 1, 2 ve (n - 1)'e kadar değişen bütün değerleri alabilir.

n = 1 ise l' nin en büyük ve tek değeri 0 olacağından K tabakası bir alt tabaka içerir.

n = 2 ise 1 değerleri 0 ve 1 olacağından L tabakası, iki alt tabakadan oluşmuştur.

Bir tabakadaki alt tabakaların sayısı, tabakanın baş kuantum sayısına eşittir. Sayıların yanı sıra, alt tabakaları göstermek için harfler de kullanılır.

 Yan kuantum sayısı,  l             : 0    1    2   3   4   5   6

Alt tabakaları gösteren harfler     : s     p   d   f    g   h   i  alt tabakaların sayısı, tabakanın baş kuantum sayısına eşittir.

İlk dört harf, alkali metallerin atom spektrumlarından alınmıştır.

Bu spektrumlarda dört spektrum serisi gözlenmiş ve ingilizce "sharp", "principal", "diffuse", ve "fundamental" serileri olarak adlandırılmıştır. Diğerleri alfabeye göre konulmuştur.Fakat atomların temel durumlarında elektronlar, yalnız s, p, d ve f alt tabakalarını doldurduklarından diğerleri önemsizdir.

Bir tabaka içinde alt tabakayı belirtmek için tabakayı veren n sayısı ve alt tabakayı gösteren l   harfi yan yana yazılır.Örneğin, ikinci tabakanın (L tabakası) s ve p alt tabakaları sırasıyla 2s (n = 2,1 = 0) ve 2p(n = 2,1 = 1) olarak gösterilir.

 

3. Magnetik kuantum sayısı, m. Her alt tabaka, bir veya daha fazla yörünge (orbital) den oluşmuştur ve her alt tabakadaki herbir yörünge, magnetik kuantum sayısı, m ile gösterilir

Bu sayı, bir magnetik alanda atom spektrumlarında yeni çizgiler gözlenmesi üzerine ortaya konmuştur ve -1 den +1 ye kadar bütün değerleri alabilir.

Örneğin, l  = 0 ise m nin tek değeri 0 olur, o halde s alt tabakası bir yörünge içerir (s yörüngesi). p alt tabakası,    1 = 1 olduğundan m' nin -1, 0, +1 değerlerine karşılık gelen üç yörünge içerir (üç tane p yörüngesi). Benzer şekilde, d ve f alt tabakaları sırasıyla beş ve yedi yörüngeden oluşurlar.

Kuantum sayıları ve belirttikleri tabaka, alt tabaka ve yörüngeler çizelge 4.1'de  özetlenmiştir.

Tabaka, alt tabaka ve yörüngelerin enerji düzeyleri çizelge 4.1'de çizilmiştir.

Çizelge 4.1

Bu diyagramda dikkati çeken ve önemli pek çok nokta vardır.

              1- Tabakaların enerjileri, kuantum sayısı, n' nin artmasıyla arta

              2-  Kuantum  sayısı, n,  arttıkça, tabakalar  arasındaki  enerji  farkı  azalmaktadır..  Dolayısıyla  üçüncü  ve  dördüncü  tabakaların alt  tabakalarında  birbiri  içine  girme  gözlenir.  Sonuçta, 4s'nin  enerji  düzeyi 3d'den  daha  düşüktür. Bu durum,  daha  yüksek  tabakalarda  daha  karışıktır. 5s, 4d'den, 6s  ve  4f, 5d'den  daha enerji  düzeyinde  bulunurlar .

              3- Alt  tabakaların  yörüngeleri  bir  kısa  çizgi  ile  gösterilmiştir. Bu  yörüngelerin enerji düzeyleri -atomlar temel durumlarında ise aynıdır.

Alt  tabakaların  Çizelge 4.1'de  gösterilen  enerji  düzeyleri,  atomlardaki  elektron  dizilişinin  açıklanmasında  çok  önemlidir  ve  elektronlar, alt  tabakalara  bu  enerji  düzeylerine  göre  yerleştirilerek  periyotlu  dizgenin  elementlerinde  elektron  dizilişini  sağlarlar.

Üç kuantum sayısına ek olarak,

4. Spin kuantum sayısı, s, elektronun ekseni etrafında dönmesi sonucu ortaya çıkar ve dönme hareketinin iki yönde olabilmesi sonucu iki değer alabilir:

s = +1/2 ve s = -1/2. Spin kuantum sayısı, atom spektrumlarında gözlenen çizgilerin incelikli yapısını açıklamak için getirilen öneriler sonucu ortaya çıkmıştır ve elektronun çekirdek etrafında döndüğü gibi, kendi ekseni etrafında da döndüğü (spin hareketi) önerilmiştir.Çizelge 4.3  Bu öneri için deneysel kanıt, O. Stern ve W. Gerlach tarafından verilmiştir Çizelge 4.2. Deneyde gümüş metali buharı ince bir demet halinde güçlü bir magnetik alandan geçirilmiştir. Gümüş atomunda en dış yörüngede bir tek elektron vardır ve magnetik alandan geçen gümüş, atomlarının iki yöne ayrıldıkları gözlenmiştir.

 

Çizelge 4.2

 

Çizelge 4.3

 Dönen yüklü bir tanecik magnetik özellik gösterdiğinden, elektron küçük bir mıknatıs gibi davranır (Şekil 4.4) ve elektronun iki türlü dönme hareketi, zıt yönlenmiş iki mıknatıs oluşturur. O halde spinleri zıt olan elektronları taşıyan atomlar iki yöne saparlar.

Sonuç ve kural olarak, bir atomdaki her bir elektron dört kuantum sayısı, n, I, m ve s ile gösterilebilir ve böylece elektronun bulunduğu yörünge ve dönme yönü de belirtilebilir. Fakat, elektronların alabileceği kuantum sayılarının değerlerine ait bir kısıtlama vardır

Şekil 4.4

ÖZETLE

Çizelge 4.5

               

 

ELEKTRON  SPİNİ  ve PAULİ İLKESİ

Pauli ilkesi.

Bir atomda, herhangi iki elektronun bütün kuantum sayıları birbirinin aynı olamaz, en az birinin farklı olması gerekir.

           Örneğin bir yörüngeye ait n, 1 ve m değerleri belliyse, s değerleri farklı olmak zorundadır ve yörüngede farklı s değerli iki elektron (s = +1/2 ve s = -1/2) bulunabilir.Bir yörüngede iki elektron vardır ve bu elektronların spinleri zıttır.

          Pauli ilkesi, bir yörüngedeki elektron sayısını iki ile sınırladığına göre, s, p, d ve f alt tabakalarının alabileceği en fazla elektron sayıları ve dolayısıyla tabakalardaki en fazla elektron sayıları Çizelge 4.6' de verilmiştir.

          Her bir tabakadaki en fazla elektron sayısının 2n2 ile verileceği, kuantum sayıları ve Pauli ilkesine göre her bir yörüngede en fazla iki elektron bulunabileceği açıklandıktan sonra kolayca anlaşılabilir

Şekil 4.6

Elektron spini, atomlar ve moleküller için gözlenen magnetik özelliklerin açıklanmasına yarar.

Üç türlü magnetik özellik vardır: Diyamagnetizma, paramagnetizma ve ferromagnetizma.

Diyamagnetik bileşikler, bir magnetik alan tarafından çekilmezler.Daha doğrusu çok hafifçe itilirler, ama bu elektron spininin değil elektron­ların hareketinin bir sonucudur.Çünkü, böyle bileşiklerde spini bir yönde olan elektronların sayısı, diğer yönde olanların sayısına eşittir ve dolayısıyla yarattıkları magnetik etkiler birbirini yok ederler.

Paramagnetik bileşikler ise magnetik alan tara­fından çekilirler; böyle bileşiklerde spinleri bir yönde olan elektronların sayısı diğer yönde olanlardan fazladır. Bu duruma en çok elektron sayısı tek olan atom ve moleküllerde rastlanır.Spinleri aynı yönde olan fazla elektronlar, atom ve moleküllerin bir mıknatıs gibi davranmasına yol açar. 

 Ferromagnetik maddelerin en önemlisi demirdir ve ferromagnetizma, paramagnetizmadan çok daha güçlü olup, paramagnetik atomların etkileşmelerine dayanır

 

 

 

 

 

ELEMENTLERİN ELEKTRON DİZİLİŞLERİ

Elementlerin elektron dizilişleri (elektron konfigürasyonları), Şekil 4.3.1'de gösterilen artan enerji düzeylerine göre belirlenir.Çünkü, bir atomda, temel durumda, elektronlar, enerji düzeylerini en düşük enerjili olandan başlayarak doldururlar.

Çok elektronlu atomların elektron dizilişini bulmak için Şekil 4.3.1' de verilen enerji düzeyleri diyagramı yerine, daha kolay akılda tutulabilecek şemalar verilebilir. Bu türlü bir şema Şekil 4.7' de çizilmiştir.

Her bir alt tabakanın alabileceği en fazla elektron sayıları da bilindiğine göre, her elementin elektron dizilişi, atom numarasının verilmesiyle, kolayca yazılabilir.

Elementlerin elektron dizilişleri,

1- Alt tabaka simgeleri üzerine içerdikleri elektron sayısını yazarak 1S22s22p6 .............gibi .Buna elektron dağılımı veya elektron konfigrasyonu da denir.

veya

2- Daha ayrıntılı bir biçimde, yörüngeleri daire ya da kare sembolü içinde zıt iki çizgi yada okla gösterilebilir.Daire ve kare sembolleri orbitali , çizgi ve oklar ise elektronları temsil eder.Orbitaller daire içinde gösterilecekse elektronlar  çizgi ile , kare kutu içinde gösterilecekse elektronlar yönleri ok ile gösterilir.Bu şekildeki gösterime yörünge diyagramı, elektron dağılım şeması veya elektron konfigrasyon şeması da denir.Ok ve çizgilerin zıt biçimde gösterilmesinin sebebi aynı orbitalde bulunan elektronların dönüş yönünü temsil etmesinden kaynaklanır.

Çizelge 4.7

Elektron dizilişi periyodik cetvele uygun olarak şu şekildedir.

s Bloğu         f Bloğu                       d Bloğu                    p Bloğu

IA-IIA        Lantanit ve              Geçiş Elementleri         IIIA ve VIIIA arası

                  Actinitler                  B Grubu

 1s2

 2s2                                                                                    2p6

 3s2                                                                                    3p6

 4s2                                                 3d10                            4p6

 5s2                                                 4d10                            5p6

 6s2               4f14                            5d10                            6p6

 7s2               5f14                            6d10                            7p6

Çizelge 4.8

 

Çizelge 4.9

 

Çizelge 4.10

 

 

 

 

 

 

 

 

ÖRNEK SORULAR

 

 

 

 

 

 

    Sayfa başına dön...

 

Ana Sayfa | 9.Sınıf Kimya | 10.Sınıf Kimya | 12.Sınıf Kimya | Periyodik Tablo | Birim Tablosu

| Sözlükler | Gıda Güvenliği | Katalizör Dergisi | Biyografi | E-Mail

Kimya Hocasi © 2009 Esat Mehmet Goceri