modern atom teorisi konu anlatımı

MODERN ATOM TEORİSİ KONU ANLATIMI-3
1
Orbitallerin Türleri ve Şekilleri
Elektronun atomda bulunma olasılığının olduğu bölge çekirdekten başlar sonsuza kadar gider. Baş kuantum sayısı kaç olursa olsun elektron
bulutlarının (orbitallerin) şekilleri yalnızca l'ye bağlıdır. Baş kuantum sayısı büyüdükçe orbitalin büyüklüğü artar.
s Orbitalleri
Çekirdekten uzaklaştıkça elektron yoğunluğu azalan küre biçimindeki orbitallerdir. Her enerji
seviyesinde bir tane s orbitali bulunur. En fazla 2 elektron alır. Tüm s orbitallerinin açısal
momentum kuantum sayısı 0'dır.
p Orbitalleri
n = 2 düzeyinden itibaren her enerji seviyesinde bulunur.
 l = 1 değeri p orbitallerini ifade etmektedir.
 l = 1 değerine karşılık gelen 3 tane ml değeri (–1, 0, +1) ol duğundan 3 çeşit p orbitali
vardır.
 Şekil ve enerji bakımından özdeş olan aynı baş kuantum
sayısına sahip üç orbitalin yönelmeleri farklıdır.
 Eş enerjili p orbitallerinin yönelişlerinin koordinat sisteminde
x, y ve z eksenleri üzerinde olduğu düşünüldüğünden px, py ve pz şeklinde gösterilirler.
 En fazla 6 elektron alabilir.
d Orbitalleri
Birinci ve ikinci temel enerji seviyelerinde d orbitali bulunmaz.
 l = 2 değeri d orbitallerini ifade etmektedir.
 l = 2 değerine karşılık gelen beş tane ml değeri (–2, –1, 0, +1, +2)
olduğundan beş çeşit d orbitali vardır.
Şekilleri incelendiğinde ikisinin (3dx2– y2 , 3dz2) koordinat eksenleri üzerinde
diğer üçünün de (3dxy, 3dxz, 3dyz) simetri eksenleri
üzerinde bulunduğu görülür. Orbitaller arasındaki fark uzaydaki
yönelişlerinden kaynaklanmaktadır.
En fazla 10 elektron alabilir.
ORBİTALLERİN ENERJİLERİ
Elektron dizilimini yapabilmek için öncelikle orbitallerin enerjilerinin karşılaştırılması bilinmelidir. Hidrojen gibi tek elektronlu sistemlerde
elektronun sahip olduğu enerji yalnızca baş kuantum sayısına (n) bağlıdır. Çok elektronlu atomlarda elektronların sahip olduğu enerjiler n değeri
yanında l ile de ilişkilidir. Kletchkowski–Madelung İlkesi: Elektronlar (n + l ) değeri küçük olan orbitalden başlanarak yerleşir. Çünkü (n + l ) değeri
arttıkça orbital enerjisi artar. (n + l ) değeri aynı ise n sayısı büyük olan orbitalin enerjisi yüksektir.
Buna göre orbitallerin enerji sıralaması aşağıdaki gibidir.
Orbital
n+l değeri
Orbital
n+l değeri
1s
1+0=1
4s
4+0=4
2s
2+0=2
4p
4+1=5
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s
2p
2+1=3
4d
4+2=6
(n + l ) 1 2 3
3 4
4
5
5 5
6
6
6 7 7
7
7
3s
3+0=3
4f
4+3=7
3p
3d
3+1=4
3+2=5
5s
5p
5+0=5
5+1=6
ATOMLARIN ELEKTRON DİZİLİŞLERİ
Aufbau İlkesi
Elektronlar orbitallere yerleşirken öncelikle enerjisi en düşük yani çekirdeğe en yakın orbitalleri doldururlar. Bu nedenle elektronlar 1s'den
başlayarak enerjisi düzgün bir şekilde artacak şekilde sıralanırlar.
Pauli İlkesi
Bir atomdaki herhangi iki elektronun tüm kuantum sayıları (n, l, ml , ms) aynı olamaz. Bir orbitalde zıt spinli (elektronun dönme hareketi) en fazla
iki elektron bulunabilir. Pauli ilkesine göre s, p, d, f orbitallerinde,
s orbitali: En fazla 2 elektron d orbitali: En fazla 10 elektron
p orbitali: En fazla 6 elektron f orbitali: En fazla 14 elektron
Hund Kuralı
Elektronlar eş enerjili orbitallere yerleşirken öncelikle her bir orbitale bir elektron
yerleştirilir. Daha sonra ikinci elektronlar orbitallere ters spinli olacak şekilde yerleştirilir.
Atomların elektron dizilimleri yazılırken orbital sembollerinin önüne, orbitalin bulunduğu
temel enerji düzeyinin numarası (baş kuantum sayısı) yazılır. Orbital sembolünün sağ
üstüne üst indis olarak içerdiği elektron sayısı yazılır. Atomların elektron dizilimleri yazılırken
orbital sembollerinin önüne, orbitalin bulunduğu temel enerji düzeyinin numarası (baş
kuantum sayısı) yazılır. Orbital sembolünün sağ üstüne üst indis olarak içerdiği elektron sayısı
yazılır. Orbitallerin enerji sıralamaları, alabildikleri en fazla elektron sayıları ve bu
elektronların orbitallere yerleşim sıralaması; 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 4d105p6...
şeklindedir.
Bazı atomların elektron dağılımları ve orbital şemaları şu şekildedir. Atomların elektron
dağılımları soy gazlardan faydalanılarak daha kısa şekilde gösterilebilir. Bunun için
elementlerin elektron diziliminde en büyük atom numarasına sahip hangi soy gaz
bulunuyorsa, o soy gazın sembolü yazılır ve devamında kalan elektronlar orbitallere
yerleştirilir.
https://hasanfirat.com
MODERN ATOM TEORİSİ KONU ANLATIMI-3
2
İyonların Elektron Dizilimi
İyonların elektron dizilimi, atomun aldığı ya da verdiği elektron sayıları göz önünde
bulundurularak düzenlenir. Atomlar elektron aldıklarında, elektronlar boş veya yarı dolu
orbitallere
enerjisi en düşük orbitalden başlayarak yerleşirler.
Atomlar elektron verdiklerinde elektron öncelikle en büyük temel enerji seviyesinden
kopar.
Uyarılmış Hâl ve Temel Hâl
Elektronların en düşük enerjili kararlı haline temel hâl denir. Temel haldeki bir atoma dışarıdan enerji verildiğinde elektronlarından en az bir
tanesinin daha yüksek enerji seviyesindeki bir orbitale ya da aynı yörüngede daha yüksek enerjili bir orbitale gitmesi durumuna uyarılmış atom adı
verilir.
Uyarılmış atomların;
Kimyasal özellikleri aynıdır.  Fiziksel özellikleri farklıdır.  Kararsızdırlar.  Periyodik cetveldeki yeri, grubu, bloğu değişmez.
Uyarılmış halde bulunan atomdan daha az enerjiyle elektron koparılabilir.  Değerlik elektron sayısı, değerlik orbital türü değişmez.
Uyarılmış halden temel hal düzenine dönüş ekzotermiktir.Yani uyarılmış atomlar temel hale geçerken enerji yayarlar.
Uyarılmış bir atomun hacim ve aktifliği değişir.
KÜRESEL SİMETRİ
Bir atomun elektron dizilimindeki en son orbital türünün tam dolu veya yarı dolu olması, atoma küresel simetri özelliği kazandırır.
Küresel simetri gösteren atomlarda elektronlar çekirdek tarafından simetrik çekilirler. Bu durum atoma kararlılık sağlar ve elektronu koparmak
daha fazla enerji gerektirir. Elektron dizilimleri s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7 ve f14 ile sonlanan atomlar küresel simetri özelliği gösterir. Bazı geçiş metali
atomları küresel simetriye sahip olmak yani daha kararlı olmak için, elektron dizilimini ns2(n – 1)d4 ile bitenler ns1(n – 1)d5 şekline ns2(n – 1)d9 ile
bitenler ns1(n – 1)d10 şekline dönüştürür. Örneğin Cr ve Cu atomlarında bu olay gerçekleşir. Bazı atomların elektron dizilimleri beklenenden farklı
olarak daha kararlı yapıdaki küresel simetrik haldedir. Elektron dizilimi d4 ya da d9 ile sona ermesi gereken atomlar daha kararlı olabilmek
için küresel simetrik hale gelirler. Bu nedenle elektron dizilimleri s2d4 şeklinde olanlar s1d5 ve s2d9 şeklinde olanlar s1d10 şeklinde elektron
dizilimine sahip olur. Küresel simetrik dağılım, çekirdek (protonlar) ile değerlik elektronları arasındaki çekim kuvvetinin güçlü olmasına, atomun
enerjisinin azalmasına, atomun daha kararlı olmasına yol açar.
PERİYODİK SİSTEM VE PERİYODİK ÖZELLİKLERİN DEĞİŞİMİ
Periyodik sistem, elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin bir fonksiyonu olarak ortaya çıkmıştır. Elementler atom numaralarına göre
sıralandığında elementlerin belli aralıklarla (periyodik olarak) bazı kimyasal özelliklerinin tekrarlandığı görülmüştür. Bu nedenle benzer özellikleri
gösteren elementler alt alta yazılmıştır. Böylece yatay sıralar ve düşey sütunlardan oluşan periyodik sistem elde edilmiştir. Periyodik sistemdeki
yatay sıralara periyot denir. Toplam 7 tane periyot vardır. Aynı periyottaki elementlerin baş kuantum sayıları aynıdır.
1. periyotta; 2 element vardır.
2. ve 3. periyotta; 8 element vardır.
4. ve 5. periyotta; 18 element vardır. (10'ar tane B grubu elementleri)
6. ve 7. periyotta; 32 element vardır. (14'er element çizelgenin altında iki sıra halinde bulunur. Lantanitler ve Aktinitler adını alır.)
Periyodik sistemdeki düşey sütunlara grup adı verilir. Aynı gruptaki element atomlarının (He hariç) elektron katmanlarındaki elektron dizilimleri
benzer olduğundan aynı gruptaki elementler benzer kimyasal özellikler gösterirler.
Gruplar A ve B olarak ya da 1 - 18 arası rakamlar verilerek düzenlenmiştir. 18 adet düşey sütun vardır. Bunlardan 8 tanesi A grubu, 10 tanesi B
grubu sütunudur.
 A grubu elementlerine ana (baş) grup elementleri adı verilir. B grubu elementleri ise yan grup elementleri olarak adlandırılır.
Bazı gruplara ise elementlerin kimyasal özellikleri dikkate alınarak özel isimler verilmiştir.
1A grubu; Alkali metaller (H hariç)
2A grubu; Toprak alkali metaller
3A grubu; Toprak metaller
7A grubu; Halojenler
8A grubu; Soy gazlar
B grupları; Geçiş metalleri
 Gruplar içerdikleri elementlerin elektron dağılımlarındaki en son orbitalinin türüne göre s, p, d, f bloklarına ayrılır. 1A ve 2A grupları s bloğunu;
3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A grupları p bloğunu oluşturur. s ve p blok elementleri ana grup elementleridir.
 B grupları d ve f bloğunu oluşturur. d bloğu elementleri geçiş metali olarak adlandırılır. f bloğu elementleri lantanitler ve aktinitler den oluşur.
https://hasanfirat.com