Bölüm 8: Atomun Elektron Yapısı

Bölüm 8: Atomun Elektron Yapısı
Elektromanyetik Işıma: Elektrik ve manyetik alanın dalgalar
şeklinde taşınmasıdır. Her dalganın frekansı ve dalga boyu vardır.
Dalga boyu (ʎ) : İki dalga tepeciği
arasındaki mesafe. (m, nm, Ǻ)
Frekans (ʋ) : Birim zamanda geçen
tepecik sayısı. (s-1 = Hertz)
Elektromanyetik dalga vakumda 3x108 m hızla hareket eder buna
ışık hızı (c) denir.
c= ʋ x ʎ
c: 3x108 ms-1
3x1010 cms-1
1 Angstrom (Ǻ) : 1x10-10 m = 0.1 nm
Elektromanyetik ışımaların frekans ve dalga boyu aralıkları.
Örnek: Bir sodyum buharı lambasından yayılan ışığın büyük bir bölümü 589
nm dalga boyuna sahiptir. Bu ışığın frekansı nedir.
Atom Spektrumları: Her element, bir çeşit parmak izi olarak
tanımlanabilecek, kendine özgü spektrum çizgilerine sahiptir. Atom
spektrumu en çok incelenen hidrojen atomu olmuştur.
Atom spektrumu en çok incelenen hidrojen atomu olmuştur.
Kuantum Kuramı: Isınan cisimlerin farklı renkte ışık yayması
üzerine Planck, ısıtılan cisimlerin yüzeyindeki bir grup atomun
titreşim yaptığını ileri sürmüştür. Titreşim yapan atomların bir
enerjisi olmalıdır.
Planck enerjinin de madde özelliği taşıdığını ve enerjinin farklı
düzeyde paketler şeklinde bulunduğunu ileri sürmüş. İki enerji
seviyesi arasındaki fark enerji kuantumu olarak adlandırılmıştır.
E = hʋ = hc/ʎ (Planck eşitliği)
h (planck sabiti): 6.626 x 10-34 js
Einstein elektromanyetik ışımanın tanecik karakteri gösterdiğini
ileri sürmüş, Lewis ise bu tanecik demetlerini foton olarak
adlandırmış ve foton enerjisini Planck eşitliğinden hesaplamıştır.
Örnek: O2’nin foto ayrışmasını sağlayacak en uzun dalgaboylu ışımanın
dalgaboyu 242.4 nm’dir. Bu ışığın;
a) bir fotonunun
h: 6.626 x 10-34 js
b) 1 mol fotonunun enerjisi nedir?
Bohr Atom Modeli:
1. Elektron çekirdek çevresinde dairesel yörüngelerde hareket eder.
2. Elektronun sabit bir yörünge dizisinde bulunabilir ve bu durağan
hal olarak adlandırılır. Elektron belirli bir yörüngede ne kadar
süre kalırsa kalsın enerji yayınlamaz ve enerjisi sabit kalır.
Elektronun belli yörünge dizisinde bulunabilme özelliği açısal
momentum olarak adlandırılır.
Açısal momentum = nh/2π (n: kuantum sayıları)
n=1 (1. yörünge için)
n=2 (2. yörünge için) …….
3. Elektron izin verilen bir yörüngeden, ancak izin verilen başka bir
yörüngeye geçebilir.
İzin verilen yörünge yarıçapları aşağıdaki formülle bulunur.
rn = n2a0
n= 1, 2, 3...
ve a0 = 0.53x10-10m (0.53 Ǻ) (bohr yarıçapı)
Bohr H atomu modeli
Elektronun bulunduğu yörüngedeki enerjisi;
RH : 2.179x10-18 J
n= 1 en düşük enerji seviyesi (temel hal).
n= 2, 3,… (uyarılmış hal)
Elektron düşük enerjili alt
yörüngeden yüksek enerjili
üst yörüngeye çıkarken
enerji kazanır (∆E +).
Elektron yüksek enerili üst
yörüngeden düşük enerjili
alt yörüngeye inerken
enerji yayar (∆E –).
R= 2.179x10-18 j
ni: ilk yörünge
ns: son yörünge
Örnek: Hidrojen atomunda En= -1.00x10-20 j değerinde bir enerji düzeyinin
bulunma olasılığı var mıdır?
n için bulunan değer bir tam sayı olmadığından, hidrojen atomu için izin verilen
böyle bir enerji düzeyi yoktur.
Dalga –Tanecik İkiliği ve Belirsizlik İlkesi:
Louis de Broglie, Einstein ve Planck enerji bağıntılarını birleştirdi ve
Einstein’ın ışığın tanecikli yapıda olduğu hipotezine ek olarak bu
taneciklerin dalga hareketi yapacağını ifade etti.
kararlı (n=5)
kararsız
u hızındaki m kütleli bir taneciğin momentumu;
(de broglie bağıntısı)
Heisenberg Belirsizlik İlkesi: Bir taneciğin aynı anda konumu ve
momentumu hassas olarak ölçülemez.
Örnek: Işık hızının onda biri kadar hızda hareket eden elektronlara eşlik
eden dalganın dalga boyu nedir?
Dalga Mekaniği ve Kutudaki Taneciğin Hareketi:
Kapalı bir kutu içinde tek yönde hareket eden taneciğin kinetik
enerjisi;
n: 1, 2, 3…
L: kutunun kenar uzunluğu.
ΔE= Eson - Eilk
Kuantum Sayıları ve Elektron Orbitalleri
a) Baş kuantum sayısı (n): Elektronun bulunabileceği ana yörüngeyi belirler.
En düşük enerji seviyesi n=1’dir.
n = 1, 2, 3, 4 ….
b) Orbital açısal momentum kuantum sayısı (l): Orbitalin şeklini belirler ve n 1’den büyük olamazlar.
l = 0, 1, 2, 3, 4……n-1
s p d f g (alt kabuklar)
c) Manyetik kuantum sayısı (ml): Elektronun çekirdek etrafındaki hareketinden
kaynaklanan manyetik alan kuantum. Orbital tayinini etkilemez.
ml = -l,… -1, 0, 1, …..+l
c) Elektron spin kuantum sayısı (ms): Elektron yönü↑ için ms = +1/2, elektron
yönü ↓ için ms = ‒1/2.
n=1
l = 0… 1-1 = 0
1s
ml = 0 (- l ..0.. l )
n= 2
l = 0…. 2 -1 = 0, 1
2s 2p
ml = -1, 0, 1
n=3
l = 0…. 3 -1 = 0, 1, 2
3s 3p 3d
ml = -2, -1, 0, 1, 2
Her bir alt kabuk (2 l +1) tane orbital bulundurur.
l = 0 için s orbitali
2 l +1= 2 x 0 +1 = 1
s―
l =1 için p orbitali
2 l +1= 2 x 1 +1 = 3
p―――
l =2 için d orbitali
2 l +1= 2 x 2 +1= 5
d―――――
Örnek: n = 4, l = 2 ve ml = 0 kuantum sayılarına karşılık gelen bir orbital
gösterimi yazınız.
n=4
l = 0, 1, 2, ……n-1 = 0, 1, 2, 3
s p d
l = 2 ve n = 4 olduğundan orbital 4d ’dir
Orbital enerjileri: Baş kuantum sayısı n’e göre değişir. Aynı kabuktaki
orbitallerin enerjileri eşittir.
E2s = E2p
E3s = E3p=E3d
H atomunun orbital enerji diyagramı
Hidrojen Atomu Orbitallerinin Gösterimi ve Yorumu:
Orbital: Bir elektronun çekirdeğin çevresinde bulunma olasılığının en
çok olduğu hacme denir.
s ve p Orbitalleri:
e’nun xy düzlemindeki s orbitallerinde
bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölge
xy düzlemindeki p orbitallerinde e’nun bulunma
olasılığını göstermektedir.
H Atomunun Elektron Yapısı: Dört Kuantum Sayısının Gösterimi
H atomu temel halde en düşük enerji seviyesinde bulunur ve nu durumda;
Baş kuantum sayısı, n =1
Orbital kuantum sayısı, l =0
Manyetik kuantum sayısı, ml = 0
veya
Spin kuantum sayısı, ms = +1/2 veya -1/2.
Buna göre H atomunun simgesel olarak elektron yapısı ve elektron
dağılımı;
1s1 olarak gösterilir.
Çok elektronlu atomlar: Bu atomlarda çekirdek yükünün artmasıyla çekirdeğin
çekim gücü de artar. Atomda birden fazla elektron bulunduğundan bu elektronlar
farklı orbitallerde bulunur. Çekirdeğe yakın orbitallerdeki elektronlar uzak
orbitallerdeki elektronlara olan çekimi azaltır ve bu durum perdeleme etkisi
olarak adlandırılır. Böylece aynı kabuktaki orbital enerjileri değişir.
Elektron Dağılımları
Baş ve alt kabuklarda elektronların orbitallere nasıl yerleştiğini gösterir.
a) Elektronlar orbitallere atomun enerjisini en aza indirecek şekilde aşağıdaki
sırayla yerleşir.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f ….
b) Bir orbitalde en fazla spinleri zıt yönlü 2 elektron bulunabilir.
c) Elektronlar orbitallere önce birer birer yerleşir daha sonra ikinci
elektron yerleşir. Bir atom olabildiğince çok eşleşmemiş elektron
bulundurmak ister (Hund Kuralı).
Elektron dağılımlarının gösterimi:
s
p
d
f
orbitali en fazla 2 elektron bulundurur.
orbitali en fazla 6 elektron bulundurur.
orbitali en fazla 10 elektron bulundurur.
orbitali en fazla 14 elektron bulundurur.
2 2s2 2p6 3s1
Na:
1s
11
27Co:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Aufbau işlemi: İnşa etme anlamına da gelen bu yöntem atom
numarası arttıkça elektronların hangi yörüngeye yerleşeceğini belirler.
1
1H: 1s
2He:
1s2
2 2s1
Li:
1s
3
2 2s2
Be:
1s
4
5B:
1s2 2s2 2p1
6C:
1s2 2s2 2p2
7N:
1s2 2s2 2p3
8O:
1s2 2s2 2p4
9F:
1s2 2s2 2p5
10Ne:
1s2 2s2 2p6
10Ne:
1s2 2s2 2p6
11Na:
1s2 2s2 2p6 3s1 : [Ne] 3s1
12Mg:
13Al:
14Si:
1s2 2s2 2p6 3s2 : [Ne] 3s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 : [Ne] 3s2 3p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 : [Ne] 3s2 3p2
15P:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 : [Ne] 3s2 3p3
16S:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 : [Ne] 3s2 3p4
17Cl:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 : [Ne] 3s2 3p5
18Ar:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 : [Ne] 3s2 3p6
19K:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1: [Ar] 4s1
20Ca:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2: [Ar] 4s2