İçindekiler TablosuKİMYAAA2 (1)
advertisement
İçindekiler Tablosu 1. ELEKTRON .................................................................................................................................... 1 1.1. 2. Milikan Yağ Damlası Deneyi .................................................................................................. 1 ATOM MODELLERİ ..................................................................................................................... 2 2.1. Dalton Atom Modeli ............................................................................................................... 2 3.1. Thomson Atom Modeli ........................................................................................................... 3 4.1. Rutherford Atom Modeli ......................................................................................................... 3 5.1. BOHR ATOM MODELİ......................................................................................................... 5 3. ENERJİ DÜZEYLERİ .................................................................................................................... 7 4. FOTONLARLA UYARMA .......................................................................................................... 10 5. ATOMU ISITARAK UYARMA .................................................................................................. 10 6. ATOMLARI ÇARPIŞTIRARAK UYARMA............................................................................... 10 7. KENDİLİĞİNDEN EMİSYON UYARILMIŞ EMİSYON .......................................................... 11 8. HİDROJEN SPEKTRUMUNDA SERİLER ................................................................................ 13 9. MODERN ATOM TEORİSİ......................................................................................................... 15 1. ELEKTRON Atomun temel taşlarından birisi olan elektron, doğadaki elektriğin en küçük parçasıdır. 1896 yılında Thomson tarafından bulundu. Thomson, katot ışınlarının negatif yüklü parçacıklardan oluştuğunu, bu parçacıkların kütlelerinin hidrojen atomu kütlesinden yaklaşık 2000 kez daha hafif olduğunu saptadı. Bu parçacıklara elektron adı verildi. Daha sonraları Milikan'ın yaptığı deneylerle elektronun yükünün 1,6.10-19 coulomb değerinde olduğu saptandı. Daha sonraları elektronun kütlesinin 9,11. 10-31 kg olduğu bulunmuştur. Bu da hidrojen atomu kütlesinin yaklaşık 1/1837 sidir. 1.1.Milikan Yağ Damlası Deneyi Elektronun yükünün belirlendiği deneydir. 1908'de Robert Andrew Milikan yağ damlası deneyi ile elektronun kütlesinin ve yükünün hassas ölçümünü yapmıştır. Millikan'ın hazırladığı düzenek, bir püskürtücü (atomizer) ile yağ damlacıklarının içine püskürtüldüğü oda ve elektrik alanının bulunduğu ikinci bir odadan oluşmaktadır. Bu düzenekte yağ damlacıkları birinci odaya püskürtülürler ve odanın tabanındaki delikten elektrik alanının bulunduğu odaya geçerler. Bu damlacıkların elektrik yüklü olmaları gerekir. Bunun için X ışınları kaynağı kullanılır. İkinci odaya X ışınları gönderilerek havadaki moleküllerin iyonlaşması sağlanır. İyonlaşma sonucunda havadan koparılan elektronlar, yağ damlacıklarını negatif yüklerler. Daha sonra elektrik yüklü damlacıkların yerçekimi ve elektriksel kuvvetlerin etkisindeki hareketi bir mikroskopla incelenir. Plakalar arasındaki potansiyel farkı değiştirilerek yağ damlacıklarının asılı kalması sağlanır. Bu şekilde asılı kalan yağ damlasına etki eden m.g yerçekimi kuvveti ve q.E elektriksel kuvvetlerinin eşitliği sağlanır. Asılı kalması sağlanan m kütleli ve q yüklü damlacıklar için m.g = q.E m.g olacağından, yağ damlasının yükü q= olarak hesaplanır. Milikan, yaptığı deneylerde yağ damlacıklarının üzerindeki yükü 1,593.10-19 coulombun tam katları olarak bulmuştur. Bunun sonucu olarak bir elektronun yükü 1,6. 10-19 C olarak kabul edilmiştir. Bu değer negatif elektrik yükünün en küçük değeridir. Bundan dolayı elektronun yüküne elemanter yük (ey) denir. Elde edilecek tüm elektrik yükü değerleri elektronun yükünün tam katlarıdır. 2. ATOM MODELLERİ Bilim insanları, maddenin yapısını ve maddenin nelerden yapıldığını açıklayabilmek için birçok çalışma yapmışlar ve bu çalışmalar sonucunda çeşitli teoriler ortaya koymuşlardır. Maddeni yapısı ile ilgili ilk teoriyi M.Ö. 400 yılında Yunanlı filozof Leucippus ve Democritus yaptı. Democritus, maddenin taneciklerden oluştuğunu savunmuş ve bu taneciklere atom adını vermiştir. Democritus, atom hakkındaki görüşlerini deneylere göre değil varsayımlara göre söylemiştir. ğında en sonunda bölünemeyen bir tanecik elde edilir Atom görülemediği için bölünemez. Ancak o zamanlar bu hipotez pek ilgi görmedi. Daha sonraları Aristo elementleri hava, su, toprak ve ateş olmak üzere dörde ayırdı. Aristo'ya göre bu dört elementin farklı şekillerde bir araya gelmesiyle farklı maddeler oluşmaktaydı. 2.1. Dalton Atom Modeli Dalton Atom Modeli, John Dalton'un 1805 yılında bugünkü atom modelinin ilk temellerini attığı modelidir. Dalton'un atom kuramına göre elementler kimyasal bakımdan birbirinin aynı olan atomlar içerirler. Farklı elementlerin atomları birbirinden farklıdır. 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'a göre: 1. Bir elementin bütün atomları şekil, büyüklük ve kütle yönüyle aynıdır. 2. Atomlar içi dolu küreciklerdir. 3. Bilinen en küçük parçacık atomdur.4.Atomlar parçalanamaz, yeniden oluşturulamaz. 5. Atomlar belirli oranlarda birleşerek molekülleri meydana getirir. Elementin bütün atomları aynı olduğu gibi bir bileşiğin de bütün atomları aynıdır. Dalton teorisinde pek çok yanlışlık ve eksiklik olmasına rağmen çok önemlidir. Kendisinden sonra gelen bilim adamlarına bir kapı aralamış, fikir ortaya atarak tartışılmasını sağlamıştır. Böylece daha doğruya ulaşma imkânı sağlamıştır. Dalton Atom Teorisindeki Eksiklik ve Hatalar 1. Bir elementin bütün atomları aynı değildir. O dönemde nötron tanecikleri tespit edilemediği için izotop atomların farkına varılamadı. Bir elemente ait bütün atomların proton ve elektron sayısı aynı olmak zorundadır. Nötron sayısı farklı olsa da aynı elemente aittir, fakat farklı atomdur. 2. Atomların içi dolu değildir. Aksine boşluklu yapıya sahiptir. 3. Bilinen en küçük parçacık atom değildir. Günümüzde atom çekirdeğini oluşturan 70 çeşit parçacığın var olduğu ve bunların bilinen 50 hareketinin olduğu ifade edilmektedir. 4. Bir elementin bütün atomları aynı olmadığı gibi bir bileşiğin bütün molekülleri de aynı değildir. 3.1.Thomson Atom Modeli Bu modele göre atom yaklaşık 10-10 metre çaplı küre biçimindedir. Bu kürenin içi pozitif yüklü madde ile düzgün olarak doldurulmuştur. Negatif yüklü elektronlar ise atomu elektrikçe nötr tutacak şekilde küre içinde çeşitli yerlerde gömülü olup hareketsizdirler. Elektronların atom içindeki durumu göz önüne alınarak, bu modele üzümlü kek modeli de denilmiştir. Bu modele göre elektronlar atomun kütlesinden binlerce defa daha hafif ve hareketsizdirler. Atomun kütlesinin tamamına yakın kısmını pozitif yükler meydana getirir. Thomson Atom Modelinde Eksiklikler ve Hatalar 1. Çekirdek yapısından bahsetmemiştir. 2.Atom pozitif yüklü bir küre değildir. 3. Proton ve elektronlar rast gele dağılmamışlardır. 4. Nötrondan bahsetmemiştir. 4.1.Rutherford Atom Modeli Yirminci yüzyılın başlarına kadar yapılan araştırmalar, atomun elektrikçe nötr olduğu ve içinde pozitif ve negatif yüke sahip çok küçük taneciklerin yer aldığı küre şeklinde bir yapıdan oluştuğu varsayımlarına dayanıyordu. Peki, gerçekte atom içerisindeki yükler bu varsayımlardaki gibi atomu nötrleyecek durumda hareketsiz bir şekilde mi dağılmıştır? Bu varsayımlar ancak fotoelektrik olay, termoiyonik olay ve gazlardan elektron boşalması gibi olayları açıklamakta yeterli olmuştur. Ernest Rutherford yaptığı deneylerle radyoaktiviteye büyük ölçüde katkı sağlamıştır. Ayrıca alfa taneciğinin yükünün elektronun yükünün iki katı (+2e) büyüklükte ve pozitif olduğunu, kütlesinin ise elektronun 8000 katı kadar olduğunu hesaplamıştır. Daha sonra alfa taneciğinin helyum atomu olduğunu keşfetmiştir. Yapılan atom modellerinin yetersiz kaldığını gören Rutherford, bir düzenek kurmuştur. Rutherford aşağıdaki şekildeki gibi hazırladığı bu düzenekte kurşun bir blok içine hapsettiği radyoaktif maddelerden çıkan alfa taneciklerinin çok küçük bir delikten çıkmasını ve saçılma açılarını doğru hesaplamak için de çinko sülfür (ZnS) sürülmüş çembersel bir levha kullanmıştır. Altın etkilenmeden yoluna devam etmesini beklemiştir. Rutherford'a göre taneciğinin elektrona çarpması şut çekilen bir futbol topunun sineğe çarparak yön değiştirmesine benzer. Bundan dolayı Rutherford ve kısmının altın levhadan doğrultu değiştirmeden (00'lik açıyla) geçtiğini bazılarının ise farklı açılarda Rutherford'un atom hakkında önceki görüşlerin yetersiz kaldığını hatta yanlış olduğunu kavramasını taneciklerinin, saçılması için atomun merkezinde kütlesi büyük pozitif yüklerin olduğunu göstermektedir. Joseph John Thomson (1856 - 1940) Ernest Rutherford (1871 -1937) Rutherford'un geliştirdiği atom modeli, ''Atomun içindeki pozitif yük, kütlenin çoğunu oluşturur ve çekirdek denilen bir merkezdedir. Çekirdeğin dışındaki boşluklarda elektronlar güneş sistemindeki gezegenler gibi çekirdeğin etrafında dönmektedir.'' şeklinde ifade edilir. İlk defa atomun çekirdekli yapıda olduğu fikri bu modelde ortaya atılmıştır. çekirdek ile bu çekirdeğin etrafında dairesel yörüngelerde dolana şartlarda (+) yük ile (Thomson'un dediği gibi durgun halde değildir. Böyle olsaydı elektrostatik çekimden dolayı elektronlar çekirdek üzerine düşerdi. Elektrostatik kuvvet dönme hareketinden dolayı oluşan merkezkaç kuvvetine araştırmalarda altın atomu çekirdeğinin çapını yaklaşık olarak 3.10-14 m bulmuştur. Bu değer daha önceden hesaplanan atom boyutu (10-10 m) ile kıyaslanınca çekirdeğin, atomun 1/10.000'i olduğu görülür. Ayrıca Rutherford atom çekirdeğinde pozitif yüklerin kütlesine denk başka parçacıkların olabileceğinden bahsetmiş fakat bu yüksüz parçacıkların varlığını 1932 yılında James Chadwick kanıtlamıştır. Rutherford atom modeli, iki temel yönden geçersiz sayılmıştır. 1. Elektromanyetik teoriye göre, yüklü tanecikler ivmeli hareket yaparsa elektromanyetik dalga yaymaları gerekir. Rutherford atom modelinde, çekirdek etrafında dolanan elektronlar, coulomb çekim kuvvetinin etkisiyle çekirdeğe düşmemeleri için çekirdek çevresinde sürekli ivmeli hareket yapmaları gerekir. Bu durumda, elektromanyetik ışımanın olması gerekir. Işıma yaparak enerjisi azalan elektronlar spiral bir yörünge çizerek çekirdeğe düşmeleri gerekirdi. Bu atomun çökmesi, yapısının bozulması demektir. Gerçekte ise atomların kararlı bir şekilde var oldukları bilinmektedir. 2. Elektromanyetik ışıma yaparak çekirdeğe yaklaşan elektronun hızı ve frekansı artar. Böylece, ışımanın enerjisi sürekli artar. Bu durum, atomdan yayınlanan ışımalardan sürekli bir spektrum elde edilmesi anlamına gelmektedir. Ancak bilim insanlarının yaptığı araştırmalara göre, atomlardan elde edilen spektrumlar sürekli değil belirli enerji seviyelerindedir. 5.1.BOHR ATOM MODELİ Rutherford atom modelindeki belirsizlikler bilim insanlarını atomun yapısıyla ilgili yeni araştırmalar yapmaya yöneltti. Thomson ve Rutherford’un yanında çalışmış Danimarkalı Fizikçi Niels Bohr, Rutherford modelindeki eksiklikleri gidermek ve atom spektrumlarına bir açıklama getirmek için 1913 yılında Rutherford atom modelini temel alarak kendi adıyla anılan bir atom modeli geliştirdi. Bohr’a göre de, Coulomb kuvveti elektronları çekirdek etrafında döndürüyordu. Bohr buna ek olarak, Rutherford atom modelindeki güçlükleri gidermek için iki postülat (varsayım) ortaya koymuştur. Bunlar; 1. Elektronlar, yalnızca belirli yörüngelerde dolanabilir. Bu yörüngeleri belirleyen koşul, elektronun açısal momentumunun tam katları olmasıdır. Bir başka deyişle, elektronlar açısal momentumlarınin tam katları olan kararlı yörüngede ışıma yapmadan dolanır. n : Yörünge numarası olup tam sayıdır. (n=1,2, ...) h : Planck sabiti ( h= 6,62.10-34 J.s ) h : İndirgenmiş Planck sabiti olup “çizgili h” diye okunur. L : Açısal momentum (J.s) 2. Elektron, bulunduğu yörüngeden daha yüksek enerjili bir yörüngeye ancak dışarıdan enerji alarak çıkabilir. Yüksek enerjili kararlı bir yörüngeden (bir dış yörüngeden), daha düşük enerjili kararlı bir yörüngeye (bir iç yörüngeye) kendiliğinden atlayabilir. Bu atlayışta elektron, yörüngeler arasındaki enerji farkını bir foton olarak salar. Yayılan bu fotonun enerjisi ve frekansı elektronun ilk ve son yörüngelerindeki enerji farkı ile belirlenir. Burada; Ei : Elektronun ilk yörüngedeki enerjisi Es : Elektronun son yörüngedeki enerjisi h : - - nilk bağıntısından bulunur. Elektronların Bulunabileceği Yörünge Yarıçapları Bohr atom teorisi tek elektronlu atomlar için geçerlidir. Atomun elektron sayısı birden fazla ise iyonlaştırılarak Bohr atom modeli uygulanır. Yani Bohr modeli 1H atomu ile 2He+ ve 3Li+2 gibi tek elektronlu iyonlara uygulanabilir. Buna göre Bohr atomu +Ze yüklü bir çekirdek ve çekirdek çevresinde r yarıçaplı bir çember üzerinde dolanan -e yüklü bir elektrondan ibarettir. Şekildeki elektron dairesel hareket yaptığına göre, elektrona uygulanan Coulomb çekim kuvveti, merkezcil kuvvete eşit olmalıdır. Bu durumda, Fçekim = Fmerkezcil q1 . q2 m.v2 k = d2 r e.Ze m.v2 k = r2 r hızıyla dolanırken h açısal momentumunun tam katlarına eşit n. yörüngede dönen bir elektronun yörünge yarıçapı, rn : n. yörüngenin yarıçapı n : Elektronun bulunduğu yörünge numarası (n=1,2, ...) Z : Atom numarası Hidrojen atomunun atom numarası Z = 1 olduğundan, 1. yörüngede (n=1) dolanan elektronun yarıçapı, o r0 = 0,53 Aolur. Bu sabite Bohr yarıçapı denir. a Bir atom için oranı sabit olduğundan, Bohr Z yörüngelerinin yarıçapları n2 ile doğru orantılıdır. Bohr Yörüngelerinde Elektronun Enerjileri v hızı ile çekirdek çevresinde rn yarıçaplı yörüngede dolanan bir elektronun elektrik potansiyel enerjisi, Ze2 Ep = -k dir. rn Kinetik enerjisi, 1 Ek = m v2 dir. 2 Elektronun bulunduğu bu yörüngedeki toplam enerjisi, Ze2 1 En = Ep + Ek = -k + m v2 rn 2 m v2 kZe2 = rn rn 2 değerleri ve gerekli sabitlerden faydalınalarak toplam enerji,bağıntısından bulunur. Burada, Z : Atom numarası n : Yörünge numarasıdır. Bağıntının önündeki (-) işareti elektronun çekirdeğe bağlı olduğunu gösterir. Enerji bağıntısında yörünge numarası (n) büyüdükçe toplam enerji, sıfıra yaklaşacağından büyür. Bir elektronun çekirdekten uzakta bir yörüngede iken sahip olduğu enerji, çekirdeğe daha yakın bir yörüngede iken sahip olduğu enerjiden daha büyüktür. Çünkü toplam enerji bağıntısı negatif olduğundan n büyüdükçe eşitliğin sağ tarafı küçülür. Öyleyse, bir elektronun bulunduğu yörünge çekirdeğe ne kadar yakınsa bağlanma enerjisi (iyonlaşma enerjisi) yani toplam enerjiyi sıfır yapan enerji o kadar büyük olur. Bir elektronun atoma bağlanma enerjisi, toplam enerjiyi sıfır yapmak için atoma verilmesi gereken enerjidir. Yani bağlanma enerjisi toplam enerjinin pozitif değerlisine eşittir. Bohr atom modelinin yetersiz olduğu bazı durumlar; 1. Bohr atom modeli tek elektronlu atomlar (1H, 2He+, 3Li+2, ...) için geçerlidir. Birden fazla elektronu bulunan elementlerde elektronların çekirdekle ve birbirleri ile, elektriksel ve manyetik etkileşimleri hesaba katılmamış ve açıklanamamıştır. 2. Atomon saldığı ışığın spektrumu çizgiler biçimindedir. Bu çizgiler, tek gibi görünüyorsa da tek olmayıp birbirine yakın birkaç çizgiden oluşmaktadır. Ayrıca ışıma yapan kaynak kuvvetli bir magnetik alan içine sokulursa, tüm spektrum çizgilerinde yarılmalar olur. Bir başka deyişle her çizgi yeni çizgilere bölünür. Bohr atom modeli bu durumu açıklayamamıştır. 3. Atomların spektrumundaki bazı çizgilerin daha parlak oluşunu açıklayamaz. 4. Atomlar arasındaki bağlar ve atomların birleşerek molekülleri nasıl oluşturduğu açıklanamamıştır. 5. Elektronun dalga hareketi dikkate alınmamıştır. Bohr modelinin bu yetersizlikleri 1920’li yıllarda, kuantum mekaniğinde yapılacak önemli gelişmelerle giderilmeye çalışılmıştır. ÖRNEK-1 : Bohr atom modeline göre; I. Elektron çekirdekten uzaklaştıkça, elektriksel potansiyel enerjisi sıfıra yaklaşır. II. Elektron çekirdekten uzaklaştıkça, bağlanma enerjisi azalır. III. Elektron çekirdeğe yaklaştıkça, kinetik enerjisi artar. yargılarından hangileri doğrudur? A)Yalnız I B) Yalnız II C) I ve III D) II ve III E) I, II ve III ÖRNEK-2 : Bohr hidrojen atomu modeline göre, hidrojen atomunda r yarıçaplı yörüngede dolanan elektronun; I.Toplam enerjisi ve yörünge yarıçapı, yörünge numarasının karesi ile doğru orantılıdır. mu L/r oranına eşittir. yargılarından hangileri doğrudur? (L : açısal momentum; h : planck sabiti) A)Yalnız I B) Yalnız II C) Yalnız III D) I ve II E) II ve III 3. ENERJİ DÜZEYLERİ Atom hakkında yapılan çalışmalarla ulaşılan en önemli sonuç, atomun enerji seviyelerinin var olmasıdır. Enerji seviyeleri, elektronların atom içinde olabilecekleri enerji basamaklarıdır. Normal şartlarda atomlar, minimum enerji düzeyinde bulunur. Bu enerji düzeyine temel hal denir. Temel haldeki elektronlar bazı dış etkilerle bir miktar enerji kazanır ve üst enerji seviyelerine çıkabilir. Bu duruma atomon uyarılması denir. Uyarılmış durumdayken fazla enerjisi olan atom, 10-8 saniye gibi çok kısa bir süre içinde fazla enerjisini atarak temel hale döner. Atomun ışıması denen bu olay, atomdan “foton salınması” ile gerçekleştirilir. Yani atomun uyarılması ve ışıması birbirini takip eden olaylardır. ATOMUN UYARILMASI Atomun uyarılması için dışarıdan enerji alması gerekir. Dolaylı veya dolaysız, atomda enerji artışına neden olacak her türlü dış etki, aynı zamanda uyarma sebebidir. Örneğin, sıcaklığın arttırılması ve buna neden olan basınç artışı atomun uyarılması için yeterli nedendir. Fazla sıcaklık veya basınç, atomlar arası çarpışmayı arttırır. Bu şekilde uyarılan atomlar, foton yayarak fazla enerjilerinden kurtulurlar. Atomları uyarmanın başka yolları da vardır. Özellikle elementlerin spektrum çizgilerinin elde edilmesinde başvurulan metot atomları “elektronlarla” veya “fotonlarla” uyarmaktır. Atomdaki enerji seviyeleri ile ilgili bulgular sadece çizgi spektrumlarından elde edilmemiştir. Atomun uyarılması deneylerinden elde edilen sonuçlar da atomda enerji seviyelerinin bulunduğunu hatta bunların spektrumlarla elde edilen bilgilerle tamamen uyum sağladığını gösterdi. Bu konuda en göze çarpıcı araştırma, Bohr’un hipotezinden yaklaşık bir yıl sonra, James Frack ve Gustav Hertz tarafından yapıldı. 1. Elektronlarla Uyarma Atomun elektronla uyarılabilmesi için elektronun atomun uyarılma enerjisi seviyesinde bir enerjiye sahip olması gerekir. Şayet elektronun yeterli enerjisi yoksa çarpışma yapar ve enerji kaybetmeden atomu terk eder. Yeteri kadar enerjisi varsa elektron çarpışma yaparak enerjisinin bir kısmını atoma aktarır ve geri kalan enerjisi ile atomu terk eder. Çarpışma sonucu bir üst enerji seviyesine çıkmış atomu başka bir elektron uyaramaz. Yandaki şekilde, hidrojenin enerji seviyeleri iki farklı açıdan ele alınmıştır. Şeklin sol tarafında hidrojen atomu için eV cinsinden verilmiş enerji seviyeleri, sağ tarafında ise sol taraftaki enerji seviyelerinde temel hâl 0 eV kabul edilerek oluşturulmuş uyarılma seviyeleri bulunmaktadır. Atomun temel hâlin üstünde uyarıldığı seviyelere uyarılma seviyeleri denir. Elektron, enerjisi yeterliyse birden fazla atomu aynı anda uyarabilir. 6 Z2 Ebağ = 13,6 eV n2 Franck - Hertz Deneyi Franck ve Hertz, kurdukları düzenekle, bazı elementlerin gaz hâlindeki atomlarını elektronlarla uyarmak istediler. Böylece, Bohr’un dediği gibi, atomda enerji seviyelerinin olup olmadığı anlaşılacaktı. Franck-Hertz deneyinde, hızlandırılmış elektronlarla, atomlar çarpıştırılıp, çarpışmadan sonra enerjileri ölçülür. Bu enerji elektronun ilk enerjisi ile karşılaştırılır. Akkor hâldeki fitilden termiyonik olayla elektron salan elektron tabancasından salınan elektronlar, hızlandırıcı potansiyel farkı (VH) ile kinetik enerji kazandırılarak, içinde enerji seviyeleri ölçülecek gaz bulunan odaya gönderilir. Deney, cıva elementi ile yapılmış olsun. Bunun için gaz odacığına, cıva buharı doldurulur. Düzenek çalıştırılır. Elektron tabancasına uygulanan hızlandırıcı potansiyel farkı yavaş yavaş, ancak sürekli olarak arttırılır. Bu sırada gaz odasında, cıva atomları ile etkileşen elektronlardan ölçüm odasına gelenlerin buradaki enerjileri saptanır. Sonra elektronların, elektron tabancasındaki hızlandırıcı potansiyelin değerinden belirlenen ilk enerjileri ile ölçüm odasındaki enerjileri karşılaştırılır. Hızlandırıcı potansiyel farkı sıfır değerinden yavaş yavaş artırılıp 5 volt dolayına gelinceye kadar, ölçüm odasına gelen elektronların enerjileri, elektron tabancasında kazandıkları ile aynıdır. 5 volttan küçük her bir hızlandırıcı potansiyel için, elektronların cıva atomlarıyla çarpışmalarında elektronlarda bir enerji kaybı görülmez. Öyleyse bu durumda elektron ile cıva atomları arasındaki çarpışmalar, esnek çarpışmalardırve elektron ile çarpışan bir cıva atomu enerji kazanmaz denebilir. Hızlandırıcı potansiyel farkı 5 volt dolayında örneğin; tam 5 volt ise, ölçüm odasındaki elektronların enerjilerinde, büyük bir değişiklik gözlenir. Cıva atomları ile çarpışmalardan sonra elektronların enerjileri, hemen hemen sıfır düzeyine iner. Hızlandırıcı potansiyel farkı 5 volt olduğu zaman gaz odacığına giren elektronların ilk kinetik enerjileri 5 eV olur. Çarpışmadan sonra bu değer, hemen hemen sıfır değerine düştüğüne göre, cıva atomları ile elektronlar arsındaki çarpışmalar, bu kez tümden esnek olmayan çarpışmadır. Bu çarpışmada elektronun kaybettiği enerji, etkileştiği cıva atomunca alınmıştır. Hızlandırıcı potansiyel farkı 5 voltu aşınca, ölçüm odasındaki elektronların kinetik enerjileri yeniden artmaya başlar. Hızlandırıcı VH potansiyel farkı 5 volttan 6 volta çıkaracak olursak, ölçüm odasında elektronların kinetikenerjileri 1 eV dolayında olur. Öyleyse bu aşamadaki çarpışma yarı esnek bir çarpışmadır. Cıva atomu ile çarpışan bir elektronun 6 eV luk ilk enerjisi, cıva atomu ile elektron arasında paylaşılmıştır. 6 eV luk enerjinin yaklaşık 6-1= 5 eV luk bölümü cıva atomunca alınmış, gerisi elektronda kalmıştır. Buradan cıva atomlarıyla elektronların etkileşmesi sonucu, cıva atomunun belirgin bir değerde (yalnız 5 eV) olan enerjiyi alabildiğini, bunun dışındaki enerji değerlerini kabul etmediğini görürüz. Daha duyarlı ölçmeler, etkileşimlerde cıva atomlarının kazanabileceği en küçük enerjinin 4,86 eV (yaklaşık 4,9 eV) değerinde olduğunu göstermiştir. Eğer gaz atomlarını bombardıman eden elektronların enerjileri 6,7 eV veya bundan biraz büyük yapılırsa, elektronların ya 4,9 eV ya da 6,7 eV enerji kaybettikleri görülür. Bombardıman enerjisi daha da artırılırsa, büyük enerji kayıplarının olduğu daha başka basamakların da olduğu görülür. O hâlde atomlar iç enerjilerini değiştirebilirler, ancak bu değişmeler kesin olarak belirli basamaklarla olabilir. Bir atom tarafından alınabilecek en küçük enerji değerine, o atomun birinci uyarılma enerjisi ya da ilk uyarılma enerjisi adı verilir. Cıvanın birinci uyarılma enerjisi 4,86 eV tur. İlk uyarılma enerjisi en büyük olan atom, helyumdur. Helyumun ilk uyarılma enerjisi 19,8 eV tur. Sezyum 1,38 eV luk ilk uyarılma enerjisi ile en düşük ilk uyarılma enerjisine sahip atomdur. Uyarılma enerjileri atomda, enerji düzeylerini belirler. Hiçbir uyarılma enerjisi almamış, doğal hâlinde bulunan bir atoma temel enerji düzeyindedir (atom, temel durumda ya da taban durumundadır) denir. Hızlandırma gerilimindeki artma sürdürülürse atom, yüksek enerji düzeyine çıkar. Yüksek enerji düzeylerine çıkıldıkça, atomun kararlılığı bozulur. Atoma verilen enerji, o atoma özgü belirli bir değeri aşarsa, atomdan bir elektron kopar ve böylece (+) yüklü bir iyon ile bir serbest elektron doğmuş olur. Atomdan bir elektron koparabilecek enerji değerine, atomun iyonlaşma enerjisi denir. Bu değer, cıva için 10,4 eV, sezyum için 3,87 eV tur. Her elementin kendine özgü bir iyonlaşma enerjisi vardır. İyonlaşma sonucu elde edilen serbest elektronun kinetik enerjisi, herhangi bir değerde olabilir. Bu nedenle atom, iyonlaşma enerjisinden büyük olan her değerdeki enerjiyi alabilir. 4. FOTONLARLA UYARMA Fotonlar elektronlardan farklı olarak atomla etkileşirken taşıdıkları enerjinin ya tamamını atoma aktarırlar ya da hiç enerji kaybetmeden atomu terk ederler. Fotonların atomu uyarması için uyarılma seviyesine eşit enerjiye sahip fotona ihtiyaç vardır. Aksi durumda foton, atomu uyarmadan esnek çarpışma yaparak atomu terk eder. Fotonla uyarma olayı, hidrojen atomu üzerinde incelendiğinde aşağıdaki sonuçlara ulaşılır. 8 eV’luk bir enerjiye sahip foton, hidrojen atomuna gönderildiğinde atomu uyaramaz ve 8eV’luk enerjiyle atomu terk eder . 10,2 eV’luk bir enerjiye sahip foton hidrojen atomuna gönderildiğinde atom 1. uyarma seviyesinde uyarılır ve fotonun tüm enerjisi atom tarafından soğurulur. 12 eV’luk bir enerjiye sahip foton hidrojen atomuna gönderildiğinde atomu uyaramaz ve 12 eV’luk enerjiyle foton atomu terk eder. Foton, enerjisi yeterli olsa bile temel hâldeki atomlardan sadece bir tanesini uyarabilir. Uyardığında ise enerjisinin tümünü yitirir. Gelen fotonun enerjisi, atomun iyonlaşma enerjisinden büyük ise, enerjisinin iyonlaşma enerjisi kadarlık kısmı ile atom iyonlaştırır. Artan enerji kopan elektrona aktarılır ve atom fotonu soğurur. (Fotoelektrik olay) 5. ATOMU ISITARAK UYARMA Hidrojen atomu ısıtıldığında iç yörüngedeki elektronun enerjisi artar ve bu elektron bir üst yörüngeye sıçrar. Daha sonra atom temel halde bulunma isteğinden dolayı 10-8 s’de ışıma yaparak bünyesindeki fazla enerjiyi dışarı salar. Enerji salınımı sonucunda elektron eski yörüngesine döner. Bohr atom hakkındaki varsayımlarını yaparken incelediği atomları bu yöntemi kullanarak uyarmıştır. 6. ATOMLARI ÇARPIŞTIRARAK UYARMA Atomlar yüksek sıcaklık ve basınçta birbirleriyle çarpıştırılabilirler. Birbirleriyle çarpıştırılan atomlar, değişik enerji seviyelerinde uyarılırlar ve aldıkları fazla enerjiyi 10-8 saniye içinde ışıma yoluyla salar. ÖRNEK-1: Sezyum atomunun enerji düzeyleri sırasıyla 1,38 eV, 2,30 eV ve iyonlaşma enerjisi de 3,87 eV tur. 2,40 eV enerjili k elektronu 2,40 eV enerjili l fotonu 4,0 eV enerjili m fotonu parçacıklarından hangisi ya da hangileri sezyum atomunu uyarabilir? (k ve m) ÖRNEK-2: Enerji seviyeleri şekilde verilen atomun iyonlaşma enerjisi 10 eV tan büyüktür. Bu atomun buharı içinden 5,5 eV enerjili bir elektron demeti geçiriliyor. Buradan dışarı çıkan elektronların enerjisi; I. 0,5 eV II. 1,5 eV III. 2,5 eV değerlerinden hangilerini alabilir? (I ve III) ÖRNEK-3: Cıva atomunun enerji düzeyleri şekildeki gibidir. Temel durumdaki cıva buharı, enerjisi 8 eV olan fotonlarla bombardıman edilirse, bu fotonlar dışarıya hangi enerji ile çıkabilirler? (8 eV) ÖRNEK-4: Sezyum atomunun ilk iki enerji düzeyi 1,38 eV, 2,30 eV tur. Sezyum atomunu 2. enerji düzeyine uyarabilen fotonun o dalga boyu kaç A dur? o (5391 A) 7. KENDİLİĞİNDEN EMİSYON UYARILMIŞ EMİSYON Atom hangi yolla uyarılırsa uyarılsın kazandığı fazla enerji foton şeklinde yayınlar. Atomdaki ışıma enerjisi elektronun sıçrama yaptığı yörüngelerin enerji seviyeleri arasındaki farka eşittir. Bilim insanları ışımalar üzerinde yaptıkları araştırmalar sonucunda, uyarılmış atomların iki çeşit ışıma yaptıklarını keşfetmişler ve bunlara kendiliğinden ışın yayma (kendiliğinden emisyon) ve uyarılmış ışın yayma (uyarılmış emisyon) adlarını vermişlerdir. Kendiliğinden ışın yayma: Bir atoma belirli değerde enerji verilirse atom uyarılır. Uyarılan atom bu enerjiye eş değerde, zorlama olmaksızın bir ışıma yaparak temel hâle geçer. Bu duruma kendiliğinden ışın yayma denir. Bu işlem 10-8 saniyede gerçekleşir. Kendiliğinden ışın yayacak maddede atomların çoğu temel hâl düzeyindedir. Bu maddenin atomlarına farklı değerlerde enerjiye sahip bir foton demeti yollanırsa foton demeti ile bir grup atom etkileşir ve atom, enerjiyi soğurarak bir üst enerji seviyesine geçer. Uyarılmış atom yaklaşık 10-8 saniye sonra soğurduğu enerjiye eş değerde bir ışıma yaparak temel hâle geçer. Bu geçişler farklı olasılıklarla gerçekleşebilir. 1. Şekil’deki atom, E2 enerji seviyesinde uyarıldığından kendiliğinden ışın yaymak için tek yolu vardır. 2. Şekil’deki atom, E3 enerji seviyesinde uyarıldığından kendiliğinden ışın yaymak için üç farklı yolu vardır. 3. Şekil’deki atom, E4 enerji seviyesinde uyarıldığından kendiliğinden ışın yaymak için altı farklı yolu vardır. n(n-1) Kendiliğinden yayılan farklı ışın sayısı, 2formülüyle hesaplanır. Burada; n : Yörünge numarasını ifade eder. ÖRNEK : Uyarılma seviyeleri verilen hidrojen atomu, 13,5 eV enerjili elektronlarla uyarılıyor. a) Uyarılan hidrojen atomunda farklı enerjili kaç ışıma gerçekleştiğini ve bu farklı ışımaların enerjisinin ne olduğunu bulunuz. b) Işımaların frekanslarını sıralayınız. 10 Uyarılmışışın yayma: Yarı kararlı seviyeye sahip atomlarda, uyarılmış bir atomun zorlama sonucu yaptığı ışımaya uyarılmış ışın yayma denir. Uyarılmış ışıma yapacak maddede atomların çoğu temel hal düzeyinin üzerindeki enerji seviyelerindedir. Bu duruma tersine birikim olayı denir. Yukarıdaki şekilde de - E2) enerjili gelen foton, atomu E3 seviyesinden E2 - E2) enerjili uyarılmış bir foton yayınlar. Böylece iki fotonserbest bırakılmışolur. Bu iki fotonun enerjileri ve fazları aynı büyüklüktedir. Eğer bu iki foton, uyarılmış atomlardan diğer ikisini üst enerji seviyesinden alt enerji seviyesine geçmeye zorlarsa dört foton serbest bırakılmış olur. Bu işlem, E3 seviyesindeki uyarılmış atom sayısı, E2 seviyesindeki atom sayısından çok olduğu sürece devam eder. Uyarılmış ışın yayma, hologramlarda kullanılan lazer teknolojisinin temelini oluşturur. LAZER Lazer, uyarılmış ışın yayma yoluyla ışığı şiddetlendirerek aynı frekans ve fazda uyumlu fotonlardan oluşan ve güçlendirilmiş ışık oluşturan alettir. Lazer ışığı 1960 yılında Theodore Maiman tarafından elde edilmiştir. Bu aletin çalışma prensibini anlayabilmek için, iki ucunda birbirine paralel aynalar (biri tam yansıtıcı, diğeri yarı geçirgen) bulunan ve lazer için gerekli madde (katı, sıvı, gaz, yarı iletken) ile dolu cam bir tüp düşünelim. Tüpün içindeki atomlar hızlandırılmış elektron veya foton kullanılarak uyarıldığı zaman, üst enerji seviyelerine çıkar. Uyarılan bu atomlar üst enerji seviyesinden alt enerji seviyelerine dönerken foton yayınlar. İlk ve son yörüngelerdeki atomların enerji seviyeleri farkı kadar enerjiye sahip fotonlar, uyarılmış atomlara çarptığı zaman bu atomlar bir alt enerji seviyesine geçmeye zorlanır. Bu sırada, gelen fotonla aynı yönlü bir foton daha yayınlanır. Bu fotonlar yarı geçirgen ve tam yansıtıcı aynalardan yansıyarak atomları foton yaymaya zorlar ve kendileriyle aynı yönlü fotonlar oluştururlar. Aynalardan sürekli yansıyarak sayısı artan aynı fazlı bu fotonlar, yarı geçirgen aynadan lazer ışığı olarak çıkar. Kaplama kalınlığı ayarlanan yarı geçirgen aynanın üzerine düşen fotonlar belli sayıya ulaşınca lazer ışığı olarak dışarı çıkarlar. Şimdi, lazer ışığının özelliklerini sıralayalım. 1. Lazer ışığı aynı frekans ve fazda fotonlar oluşturduğu için tek renklidir ve bu renk lazerin cinsine göre değişebilir. 2. Normal bir ışık gibi dağılmaz, çok az sapar. Örneğin, Dünya’dan gönderilen lazer ışını, Apollo 11’in Ay’a bıraktığı bir aynadan yansıyıp hiç sapmadan geri dönmüştür. Işığın bu esnada aldığı yol 750000 km’dir. 3. Yüksek enerjili olduklarında delme, kesme, kaynak yapma vb. olaylarda kullanılabilirler. Lazer ışığındaki yüksek enerjiyi ancak 1030 K sıcaklığında elde ederiz. 4. Lazer ışığı, atmosferik olaylardan (yağmur, kar, sis vb.) etkilenir. Lazerler; katılı, sıvılı ve gazlı olmak üzere üç çeşittir. Katılı lazerler: İlk katılı lazer 1960’da Theodore H. Maiman tarafından icat edilen yakut lazeridir. Yakut, % 0,04 oranında krom (Cr+3) ihtiva eden alüminyum oksit kristalinden oluşur. Kırmızı lazer ışınlarını, bu kristal içindeki krom atomları yayar. Krom atomları optik olarak yeşil ve mor ışıkla uyarılır. Yakut kristalinden çıkan lazer ışığının dalga boyu 6943 Å, ışın demetinin şiddeti 10 kW/mm2 dir.Bu kadar güçlü olmasına karşı yakut lazerin verimliliği %1 civarındadır. Bunun yanı sıra zenginleştirilmiş katı malzemeden (neodyumla zenginleştirilmiş silisyum oksit bazlı kristaller) ve yarı iletken maddeden (galyum arsenik kristali) yapılanlar katılı lazerler sınıfındadır. Sıvılı lazerler: En çok kullanılan sıvılı lazer türü, organik bir çözücü içindeki organik boyanın seyreltik bir çözeltisidir. Bunlardan morötesi ile kızılötesi arasında lazer türleri elde edilebilir. Boya lazerlerinin en önemli özelliği tek dalga boyu yerine, maddeye bağlı olarak belirli spektrumda ve istenilen dalga boyunda çalışmasıdır. En bilinenleri Rhodamine 6G ve 4-Methylum Belliferone’dir. Gazlı lazerler:Lazer maddesinin kimyasal yapısına göre; atom, molekül ve iyon lazeri olmak üzere üçe ayrılır. 6328 Å’luk ışık veren helyum-neon lazeri atom lazerine, kızılötesi ışık veren karbondioksit lazeri molekül lazerine, aynı anda yeşil-mavi ışık yayan argon lazeri ise iyon lazerine örnektir. Atom lazerler; Asal gaz (Xe, Ar, Ne ,He) ve Metal buharı (Cd, Sn, Pb,Zn) İyon lazerler; Asal elementli (Xe, Ar, Ne, He) ve Metal buharlı (Cd, Sn, Pb,Zn), Molekül lazerler (CH3F, CO2, N2, CO) şeklindedir. Lazerler, günlük yaşantıda başta haberleşme teknolojisi olmak üzere pek çok alanda kullanılmaktadır. Özellikle yeryüzü ile uydular arasındaki haberleşme sistemleri, fiber optik sistemlerle yapılan telefon iletişimi ve yüksek yoğunlukta ses veya görüntü depolama (CD, hologram teknolojisi) sistemlerinde kullanılmaktadır. 8. HİDROJEN SPEKTRUMUNDA SERİLER Rutherford atom modeli, atomların çizgi spektrumlarını açıklayacak bir bilgi içermiyordu. Hatta, bu modele göre atomlar ışıma yaparsa sürekli spektrum oluşturmalıydılar. Çünkü, spiral çizerek çekirdek üzerine düşen elektron, bu sırada sürekli hızlandığı için, frekansı devamlı artacak ve her frekansta ışıma yapması gerekecekti. Bu ise atomların çizgi spektrumları gerçeğine ters düşüyordu. 1860’dan 1885 e kadar birçok bilim adamı spektrum çizgileri üzerine araştırma yaptı. Spektrum çalışmalarında en kolay incelenebilecek element Hidrojen’di. Çünkü Hidrojen atomunun çizgi spektrumu, görünür renklerde çok belirgin çizgiler içermekteydi. Bazı spektrum analizcilerine göre, çizgilerin spektrumdaki yerleri belirli bir matematiksel kurala uyacak gibi görünüyordu. Nihayet 1885 te Johann Jacob Balmer isimli İsviçreli fizikçi, hidrojen spektrumundaki çizgileri fiziksel olarak açıklayamasa da, bu çizgilerin yerlerinin matematiksel bir formüle uyduğunu buldu. Balmer’in yaptığı çalışmalar, sadece atomların çizgi spektrumları hakkında isabetli matematiksel yorumlar içeriyordu. Olayın atom ile ilgili çok enteresan veriler içerdiğinin ortaya konması ise yıllar sonra Bohr tarafından yapıldı. Bohr’un 2. potulasına göre; bir elektron, enerjisi E2 olan bir üst yörüngeden enerjisi E1 olan bir alt yörüngeye inerse bir foton salınır. Salınan bu fotonun enerjisi; -13,6 ifadesi kullanılırsa, n2 (Hidrojen için Z= 1 dir.) h.c E2 h.c -13,6 -13,6 = ( )- -13,6 1 1= ( ) elde ıntıda, 13,6/h.c sabit değeri 1,097373. 107 m-1 olarak hesaplanır. Bu değere Rydberg sabiti denir ve Rile gösterilir. Bağıntı daha sade olarak yazılırsa, n2 yörüngesinden n1 yörüngesine geçen elektronun yapacağı ışımanın dalga boyu, Bu denklem, Balmer’in yıllarca önce, fiziksel anlamını bilmeden bulduğu formüle aynen uyar. R sabiti de, daha önceki araştırmacıların hesapladığı değerle hemen hemen aynıdır. Yani, Bohr’un hipotezleri, deneylerle de tamamen uyum içindedir. Balmer yaptığı deneyde, hidrojen atomundaki elektronların n=2’nin üstündeki enerji seviyelerinden n=2. yörüngeye geçişleri sırasında salınan fotonların dalga boylarının, görünür ışığın dalga boylarına eşit olduğunu keşfettiği için bu fotonlar Balmer serisi olarak adlandırılmıştır. Balmer serisinde hidrojen spektrumu n=3. yörünge kırmızı, n=4. yörüngede yeşil, n=5. yörüngede ise mavi çizgiye karşılık gelir. Hidrojen atomunda elektronların üst enerji seviyelerinden alt seviyelere geçişi sadece n=2. yörüngeye değildir. Bunun yanında; n=1, n=3, n=4 ... seviyelerine de geçişlerin olduğu gözlenmiştir. 1908 yılında, F. Paschen, hidrojen atomundaki kızıl ötesi ışınlar serisinin, üst enerji seviyelerinden n=3. seviyeye geçişlerinde gerçekleştiğini buldu. Benzer çalışma, 1914 yılında T. Lyman tarafından yapıldı. Lyman, üst enerji seviyelerinden n=1’ e geçişlerde mor ötesi ışınlar serisinin oluştuğunu buldu. Lyman sembolleriyle gösterilerek özel olarak tanımlanmıştır. Paschen’in bulduğu seriye Paschen serisi ve Lyman’ın bulduğu seriye de Lyman serisi dendi. n=4 ve n=5. yörüngelere geçişlerde oluşan Brackett ve Pfund serileri de 1920 de farkedildi. Bu serilerin hepsi, Bohr’un hidrojen atomu için genelleştirdiği yukarıdaki bağıntı ile tamamen uyum içindedir. Bohr’un bu başarısı da, daha sonraki yıllarda geliştirilen kuantum mekaniğinin temel başarılarından sayıldı. Hidrojen atomundaki seriler ve Balmer serisinden oluşan çizgi spektrumu. 12 ÖRNEK : Şekilde H atomunun bazı enerji düzeyleri verilmiştir. n=5 enerji düzeyine uyarılmış H kaç eV tur? (0,96 eV) 9. MODERN ATOM TEORİSİ Modern Teoriye Geçiş Bohr atom modeli 1920'lere kadar ciddi bir tenkit görmemesine rağmen, birçok fizikçi, henüz atomun tamamen tarif edildiği kanaatini taşımıyordu. Özellikle spektrum tekniğinin gelişmesi , Bohr modelinin yetersizliklerini gündeme getirdi. Bohr, atomdaki elektronun hareketi ile ilgili açıklamalarını klasik fizik çerçevesinde yapmıştı. Yani, bir tanecik olan elektron, atom içinde, elektrostatik ve merkezcil kuvvetlerin etkisinde belirli yörüngelerde dolanmaktadır. Klasik fizik anlayışına göre, etrafımızdaki her şey tamamen madde (tanecik) veya tamamen dalgadan oluşmaktadır. 1923'te, de Broglie, madde ve dalganın birbirinden bağımsız olmayıp birbirlerini tamamlayan parçalar olduğunu iddia etti. De Broglie'ye göre, daha önce de öğrendiğimiz gibi, hareket halindeki maddeler dalgalar eşlik edebilir. Özellikle bazı şartlar altında bu olay oldukça belirginleşir. sürmüştü. Bu hipotezinin atomdaki elektronlara da uygulanabileceğini belirten de Broglie, elektronların sadece tanecik olarak değil, onlara eşlik eden dalgalarla birlikte düşünülmesi gerektiğini savundu. De Broglie, bu görüşü ile Bohr'un postulatlarından birisinin fiziksel dayanağını, yaklaşık on yıl sonra bulmuş oldu. Bohr, atomda elektronların yerleşimini belirleyen değişkenin açısal momentum kuralın ne olduğunu açıklayamamıştı. De Broglie denklemde, me.ve yerine yazılırsa, ve buradan elde edilir. Bu bağıntıda; n : yörünge numarası rn : n numaralı yörüngenin yarıçapı Bağıntı, atom için anlamlı bir yörüngenin çevre uzunluğu, elektrona eşlik eden dalganın dalga boyunun tam katları olur. Broglie, atomun yapısının Bohr’un anlattığı kadar basit olmadığı hipotezini öne sürmüştür. Bu hipotezin günlük yaşantıdaki en önemli uygulama alanı elektron mikroskoplarıdır. Elektron mikroskobu, Broglie’nin de açıkladığı gibi elektronların parçacık ve dalga etkileşiminin gerçekleştiği bir alet olup tıpta ve kriminal incelemelerde kullanılır. Broglie’nin ‘‘Elektron, sadece tanecik olarak değil dalga olarak da düşünülmelidir.” şeklindeki açıklaması pek çok bilim insanının atom hakkında yeni araştırmalar yapmasında etkili olmuştur. Atomun kompleks bir yapıda olduğunu düşünen bilim insanları atomu incelemek için geliştirdikleri mekaniğe kuantum mekaniği adını vermiştir. hatta bazı fizikçiler; mekaniğin sadece meddesel cisimler için değil, de Broglie’nin “madde dalgaları” dediği, onlara eşlik eden dalgalar için de düşünülmesi gerektiğini kabul ederek dalga mekaniği ifadesini kullandılar. 1920'li yıllarda de Broglie ile başlayan yeni düşünceler, 1925'ten sonra değişik yaklaşımlarla birçok fizikçi tarafından desteklendi. Fizik alanındaki bu yeni gelişmeler , daha sonradan modern fizik olarak tanımlandı. 1925'te, Werner Heisenberg'in görüşleri, atom içi hareketlerin ve dolayısı ile kuantum mekaniğinin temelini oluşturdu. Heisenberg'in bu ilginç prensibine göre, atom içinde elektronların yerini veya hareketini tam olarak belirlemek imkansızdır. Yani, bir elektronun pozisyonu tam olarak belirlediğiniz zaman momentumunu ancak belirli aralıkta ifade edebilirsiniz. Bunun tam tersi de geçerlidir. Elektronun momentumunu tam olarak belirlediniz zaman pozisyonunu belirli bir aralıkta ifade etmek gerekir. Bunun anlamı şudur: Elektronun atom içinde pozisyonu ve momentumu hakkında bir miktar toplam belirsizliğin olur. Yani, elektronun, atom içindeki yerini ne kadar net belirlerseniz, momentumu o kadar belirsizleşir. Aynı şekilde, elektronun momentumunu ne kadar net belirlerseniz pozisyonu o kadar belirsizleşir. Heisenberg'in, belirsizlik prensibi olarak meşhur olan bu görüşleri, atomda elektronların yerlerinin Bohr'un dediği gibi net ifade edilemeyeceğini ortaya koydu. Heisenberg'in bu çalışmaları ile aynı tarihlerde başka bir modern fizikçi de yaklaşık aynı şeyleri ifade eden araştırmalar içerisindeydi. Avusturyalı fizikçi Erwin Schrödinger, yaptığı çalışmaları açıkladığında Heisenberg'i destekleyecek kuvvetli deliller ileri sürmüş oldu. Schrödinger'e göre, atom içinde hareket eden elektronların net yerlerinden söz etmek mümkün değildir. Ancak, elektronların bulunma ihtimallerinin yüksek olduğu yerler tespit edilebilir. Schödinger'in bu görşlerini, örneğin hidrojen atomu için düşünecek olursak, şekilde görüldüğü gibi, bir elektronun atom içinde bulunabileceği yerler, çekirdekten itibaren sonsuza kadar düşünülebilir, fakat belirli bir uzaklıktan sonra ihtimal hemen hemen sıfırdır. Belirli uzaklıklarda ise elektronun bulunma ihtimali çok yüksektir. İşte, elektronun, atomda bulunma ihtimalinin yüksek olduğu bu yerlere elektron bulutu denir. Kuantum Sayıları Modern atom teorisinden önce sadece Bohr modeli, atomdaki elektronların yerleri ve enerjileri ile ilgili bilgiler vermekteydi. Bohr modelinde elektronların çekirdekten uzaklıkları ve sahip olabilecekleri enerjiler; n = 1, 2, 3,… gibi tam sayılarla bağıntılı olarak ifade edildi. Atomların çizgi spektrumlarının manyetik alan içinde incelenmesiyle ortaya çıkan "bazı çizgilerin daha alt çizgilere ayrılması" olayı enerji seviyelerinin belirlenmesinde başka etkenlerin de rol oynadığı fikrini doğurdu. Elektron bulutu kavramını ileri süren modern fizikçilere göre elektronların atom içindeki yerlerinden çok, onların değişik fiziksel özelliklerinin tanımlanması gerekmektedir. Böylece enerji seviyelerinin, farklı enerjili daha alt seviyelere ayrılması olayı açıklanabilecektir. Atom hakkında somut düşünceler ileri süren modern fizikçiler arasında Schrödinger'in görüşleri çok kabul gördü. Schrödinger, atoma matematiksel bir yaklaşımla bakmıştı. Elektronların birçok özelliklerinin, onlara ait dalga denklemi ile ifade edebileceğini gösteren Schrödinger, böylece dalga mekaniğini kurmuş oldu. "Schrödinger denklemi" olarak meşhur olan denklemin çözüm kümesi; elektronların atom içindeki yerleri, enerjileri ve açısal momentumları gibi fiziksel özellikleri hakkında tatmin edici bilgiler verdi. Artık, elektrona ait özelliklerin, Bohr'un dediği gibi sadece yörünge numarası ile sınırlandırılmamış olduğu anlaşıldı. Schrödinger ile çalışmalarını birlikte yürüten Paul A.M. Dirac da elektronların kendilerine özgü bir takım özelliklerinin olduğu buldu. Daha birçok fizikçinin, yaklaşık aynı yıllarda yaptığı deneyler ve bunların sonuçları, atomun bu kompleks yapısının yeniden yorumlanması gerektiğini vurguladı. Böylece, elektronun atom içindeki davranışlarını belirleyen sayılar ve semboller kullanıldı. İşte, modern atom teorisinde, atomdaki elektronun durumunu net olarak açıklamak için kullanılan bu sayılara kuantum sayıları denir. Kuantum sayıları dört tanedir ve bunlar, 1. Baş kuantum sayısı (n) 2. Orbital kuantum sayısı (l) 3. Manyetik kuantum sayısı (ml) 4. Spin kuantum sayısı (ms) Kuantum sayılarının ilk üçü, elektronun sahip olduğu enerji ve açısal momentum gibi özelliklerini belirtir. Özellikle spin kuantum sayısı ise elektronun kendine özgü özelliğini ifade eder. 1. Baş kuantum sayısı (n) Atom içerisindeki elektronun zamanının çoğunu geçirdiği bölgelere kabuk denir. n ile gösterilen baş kuantum sayısı, kabukların pozitif tam sayılarla numaralandırılmasıdır (n = 1, 2, 3, 4, ...). Kabuklar .K, L, M, N, O, P...” harfleriyle gösterilmektedir. Baş kuantum sayısı, çok elektronlu atomların kabuklarının yerinin tespitinde yetersiz kalmaktadır. Ancak, hidrojen atomu gibi tek elektronlu atomlarda kabukların yeri kesin çizgilerle bellidir. Erwin Schrödinger (1887-1961) 14 Karl Werner Heisenberg (1901-1976) Baş kuantum sayısı (n) 1 2 3 4 5 6 ... Kabukları gösteren harfler K L M N O P ... Bir elektronlu olan hidrojen atomu için kabukların yerleri şu şekilde tanımlanmıştır: Birinci kabuk (K kabuğu), o çekirdekten a0 (0,53 A)uzaklığı civarında dar bir bölgedir. İkinci kabuk (L kabuğu), biraz daha yayvan olup 4a0 ile 5,2a0 arasında , üçüncü kabuk (M kabuğu) ise iyice dağınık olup 9a0 ile 13,1a0 arasındadır. Şekilde hidrojen atomu için kabukların yerleri sembolik olarak gösterilmiştir. Her ne kadar kabuk kelimesi tam olarak bir küreyi ifade etmese de farklı baş kuantum sayılarına karşılık gelen kabuklar birbirinden oldukça aralıklıdır. Birden fazla elektrona sahip atomlarda, elektronlar arası etkileşmeler ve enerji seviyelerinin belirlenmesinde diğer kuantum sayıları daha etkin rol oynar. Bunun nedeni elektron bulutlarının şeklinin elektronların açısal momentumundan etkilenmesidir. 2. Orbital (yörüngesel) kuantum sayısı ( l ) Bohr atom modelinde, elektronun bulunduğu yerlere yörünge adı verilirken kuantum mekaniğinde bu yörüngeler için orbital kavramı kullanılmaktadır. Orbital, elektronun atom çekirdeği etrafında en fazla bulunduğu yerlerdir.Her orbitalin kendine özgü bir elektron yoğunluğu ve enerjisi vardır. Orbital kuantum sayısı l ile gösterilir ve baş kuantum sayısı n’ ye bağlıdır. Orbital kuantum sayısı, n-1’e kadar bütün tam sayı değerlerini alabilmektedir (l= 0, 1, 2, 3, ... (n-1)). l değerleri alt kabukları ifade eder. Yani elektronlar kabuklarda farklı enerji seviyelerine ayrılır. Alt kabuklar “s, p, d, f, g, h... ” harfleriyle gösterilmektedir. Baş kuantum sayısı ile orbital kuantum sayısı arasındaki ilişkiyi birkaç örnekle açıklayalım; n = 1 (K kabuğu) için l = 0 1s orbitali (alt kabuğu), n = 2 (L kabuğu) için kabuğu), l = 1 2p orbitali (alt kabuğu), n = 3 (M kabuğu) için l = 0 2s orbitali (alt l = 0 3s orbitali (alt kabuğu), l = 1 3p orbitali (alt kabuğu), l = 2 3d orbitali (alt kabuğu), n = 4 (N kabuğu) için l = 0 4s orbitali (alt kabuğu), l = 1 4p orbitali (alt kabuğu), l = 2 4d orbitali (alt kabuğu), l = 3 4f orbitali (alt kabuğu) şeklindedir. Alt kabuklar için elektron bulutlarının şekli birbirinden farklılıklar göstermektedir. Örneğin, yandaki şekildeki gibi hidrojen atomu için s alt kabuğu için elektron bulutunda her zaman küresel simetri varken p, d ve f alt kabuklarının elektron bulutları kompleks şekillerden oluşmaktadır. Bo -1)) 2p şekline dönüştürmüşlerdir. Bu ifadeden hareketle üç farklı çıkarımda bulunmuşlardır. Bunlar; 1.Açısal momentum sıfır olabilir. 2. Her bir kabuktaki elektronların sahip olabileceği açısal momentum değerleri birden fazla olabilir. 3. Farklı kabuklardaki elektronlar aynı açısal momentum değerinde olabilir. 3. Manyetik kuantum sayısı ( ml ) Modern fizikçiler, dış manyetik alan etkisinde kalan atomlar üzerinde deneyler yaparken aynı alt kabuktaki elektronların açısal momentumlarının büyüklüklerinin aynı olmasına karşın bu vektörlerin yönlerinin farklı olduğunu keşfettiler. l =0 kabuğunda, açısal momentum sıfır (açısal momentum manyetik alana dik) olduğundan yönlenme olmazken l =1’de 3, l =2’de 5 farklı yönlenme tespit ettiler. L açısal momentum vektörünün manyetik alan yönündeki bileşenine manyetik kuantum sayısı adı verilir. Manyetik kuantum sayısı, ml ile gösterilir ve orbital kuantum sayısı l ye bağlıdır. ml, (- l ) ile (+ l ) değerleri arasındadır. 2l+1 tane değer alır. Manyetik alanın, z ekseni yönünde kabul edilmesi koşuluyla açısal momentum vektörünün z eksenindeki bileşeni Lz = ml. h olur. Bu durumda; (ml = - l, ....., 0, ....., +l) arasında değerler alır. Orbital kuantum sayısıyla manyetik kuantum sayısı arasındaki ilişkiyi ml ‘nin 2l+1 adet değer aldığı ifadesiyle açıklayacak olursak; l = 0 için ml = 0 (1 tane s orbitali), l = 1 için ml = -1, 0, +1 (3 tane p orbitali), l = 2 için ml = -2, -1, 0, +1, +2 (5 tane d orbitali), l = 3 için ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2 , +3 (7 tane f orbitali) şeklindedir. Orbital kuantum sayısı (l) 0 1 2 3 4 5 ... Alt kabukları gösteren harfler s p d f g h ... 15 ÖRNEK : Hidrojen atomunun l= 2 durumunda olduğunu varsayarak yörüngesel açısal momentumunu (L) ve Lz değerlerini hesaplayınız. 4. Spin manyetik kuantum sayısı (ms) Otto Stern ve Walter Gerlach adlı iki fizikçi yaptıkları deneyle çok elektronlu atomların spektrum analizlerinin o zamana kadarki teoriyle uyuşmadığını fark etmiş ve elektronun kendine özgü bu hareketini açıklayamamışlardır. Daha sonra bu harekete spin (dönme) hareketi adını vermişlerdir. 1929 yılında İngiliz fizikçi Paul Dirac, elektronların hareketini göreli açıdan incelemiş. Dirac, kendi eksenleri etrafında dönmeseler bile elektronların böyle bir etkiyi oluşturacak özelliğe sahip olduklarını söylemiştir. Spin, elektronun kütle, yük ve çevresel koşullarından bağımsız özel bir hareketidir. Spin kuantum sayısıyla (ms) tanımlanır. Spin kuantum sayısı, sadece 1/2 değerini alabilir. Elektron spini, şekilde görüldüğü gibi dış manyetik alan etkisinde spin yukarı ve spin aşağı yönlenmeleri yapar. Spin kuantum sayısı, ms = + 1/2 ve ms = - 1/2 değerlerindedir. Kuantum sayıları elektronun yerini ve bulunduğu yerdeki davranışını kolayca açıklayabilirken elementlerdeki elektronların enerji seviyelerine göre yerleşimini ve kimyasal bağların nasıl molekül oluşturduğunu açıklayamamaktadır. İsviçreli Fizikçi Wolfgang Pauli tarafından 1925 yılında ortaya atılan bir görüşle kuantum sayılarıyla anlatılan kabuk ve alt kabuklarda ne kadar elektron bulunabileceği belirlenmiştir. Bu sayede, elementlerin elektron sayıları net bir şekilde tespit edilebilir. Pauli Dışarlama İlkesi olarak adlandırılan bu ilkeye göre, bir atomda iki elektron hiçbir zaman aynı kuantum sayılarına sahip olamaz. Bu nedenle her bir orbitale ancak iki elektron yerleşebilir. Elementlerin kimyasal özellikleri, bu durumla ilişkilidir. Pauli araştırmalarını kabuklara indirgeyerek bir kabukta bulunabilecek maksimum elektron sayısının, n kabuk numarası olmak şartıyla, 2n2 formülüyle belirler. Kabuklarda bulunabilecek maksimum elektron sayıları; n = 1 (K kabuğu) = 2.12 = 2 elektron, n = 2 (L kabuğu) =18 elektron, n = 4 (N kabuğu) 2n2 = 2.22 = 8 elektron, n = 3 (M kabuğu) 2n2 2n2 = 2.32 2n2 = 2.42 = 32 elektron şeklindedir. Periyodik tabloda elementlerin elektron dizilişleri bu kurala göre yapılmaktadır. Kuantum sayılarının birbiriyle ilişkisi tabloda gösterilmiştir.
