ATOMUN YAPISI ve ÖZELLİKLERİ

2

Atom Kuramı

M.Ö. 5. yüzyılda Yunan filozofu Democritus (Demokrit), bütün maddelerin, bölünemez anlamında atomos olarak adlandırılan çok küçük, bölünmez taneciklerden oluştuğunu öne sürmüştür.

Dalton atom modeli

Ancak atomun tanımını 1808 yılında İngiliz bilim adamı John Dalton yapmıştır:

1. Elementler atom denilen taneciklerden oluşmuştur.
2. Bir elementin bütün atomları birbirinin aynıdır.
3. Bileşikler birden çok elementin atomlarından oluşmuştur. Herhangi bir bileşikteki iki elementin atom sayılarının oranı bir tam sayı ya da basit tam sayılı bir kesirdir.
4. Reaksiyonlar, atomların ayrılması ya da birleşmesinden ibarettir; atomların yok olmasına ya da oluşmasına yol açmaz.

3

Dalton atom kuramına göre, atom bir elementin kimyasal olarak birleşebilen temel birimi olarak tarif edilebilir.

8 X₂Y

X elementinin atomları

Y elementinin atomları

X ve Yelementlerinin

bileşikleri

4

Dalton’un Atom Kuramı

Karbonmonoksit

Karbondioksit

5

Thomson atom modeli, 1897

Thomson, maddenin düzgün olarak dağıtılmış pozitif yükler ve aralarına serpiştirilmiş negatif yüklerden oluştuğunu ifade etmiştir. Bu yönüyle madde atomu üzümlü keke benzetilebilir. Kek pozitif yük, üzümler ise elektronlardır.

Thomson ilk defa atomda pozitif yük ve negatif yük kavramını ortaya atmıştır.

Atomlar, yarıçapları 10^-8 cm olan pozitif yüklü küre şeklindedir.

Bir atomda pozitif yüke eş miktarda elektron bulunur.

​

​

6

Dalton, atomu bölünemez olarak düşünmüştü. 1850’li yıllardan sonra, atomların atom altı tanecikler (elektron, proton ve nötron) adı verilen taneciklerden oluştuğu bulunmuştur.

Elektron

Elektronun keşfi radyasyon olgusunu incelemek için tasarlanan ve bugünkü tüplü tv’lerin de öncüsü olan katot ışınları tüpünün (CRT) kullanılmasıyla başlamıştır.

​

Söz konusu tüp, yüksek voltaj kaynağına bağlı metal levhalar (katot ve anot) ve çok düşük basınçta gaz içeren bir cam tüpten oluşmaktadır. Uygulanan voltajla iyonlaşan gaz katoda çarparak elektron koparır. Negatif yüklü elektronlar anoda doğru gider. Elektronlar anotun karşısındaki floresan ekran üzerine düştüğünde ise parlak bir ışık oluşturur.

1895 yılında W. Röntgen katot ışınlarının (elektronların) karşısındaki + yüklü bir metale (anot) çarptığında metalin yüksüz bir ışın yaydığını tespit etmiştir.

​

X-ışınları adı verilen bu ışınlar, atomdaki iç kabuklarda oluşturulan boşluğa dış kabuk elektronunun geçişi esnasında yayılır (oluşturulur).

​

7

Hedef

+

-

V_h

V_f: Filament voltajı

V_h:Hızlandırma voltajı

Metal Filament

X-ışınları

Hızlandırılmış elektronlar

V_f

anot

X-Işınlarının Oluşumu:

Katot (-)

8

1897 yılında J.J. Thomson, bu ışınların elektriksel alanda saptıklarını bulmuştur. Thomson, katot ışınlarının elektrik alanda (+) yüklü plakaya doğru saptıklarını gözlemiştir.

8

J.J. Thomson, katot ışınlarının manyetik ve elektrik alanda sapmalarından yararlanarak, elektronun e/m (yük/kütle) oranının bulunabileceğini düşünmüştür. Kütlesi m, yükü e olan bir elektron katot tüpünde V hızı ile hareket ederken H gibi bir manyetik alandan geçerse, bir noktaya çarpar ve r yarıçaplı bir daire çizmiş olur. Bu sapmayı sağlayan kuvvet F, manyetik alan şiddetine (H), elektronun yüküne (e) ve hızına (V) bağlıdır:

F = H.e.V

Elektronun dairesel hareketini etkileyen kuvvet: F = m.V²/r

F = m.V²/r = H.e.V e/m = V/H.r

Elektronu saptıran diğer kuvvet (F) ise elektrik alan şiddetine (E) ve elektronun yüküne (e) bağlıdır: F = E.e

Elektrona etkiyen elektrik ve manyetik alan kuvvetleri birbirine eşittir:

E.e = H.e.V

V = E/H

e/m = E/H².r

​

​

9

Uluslararası elektrik yük birimi olan Coulomb (kulon), 1 sn de taşınan yük miktarıdır.

- yüklü damla + yüklü levha tarafından yukarı çekilirken (elektriksel alan, F_e) yerçekimi kuvveti (F_g) tarafından ise aşağı doğru çekilir. Uygulanan voltajla damla düzenekte asılı halde tutulabilir:

​

F_e = F_g → e.E = m.g → e.(V/d) = m.g → e = (m.g.d)/V

Küresel damlanın kütlesi (m) onun hacminden ve yoğunluğundan bulunur. d ise levhalar arasındaki mesafedir. Uygulanan voltaj da (V) biliniyorsa elektronun yükü (e) bulunabilir. Buna göre damlanın yükünün daima 1,6.10^-19 Coulomb’un katları halinde olduğunu bulunur. Buradan elektronun kütlesi:

m = e / (e/m) = 1,6.10^-19 Coulomb /1,76.10^-8 Coulomb/g

m = 9,11.10^-28 g/elektron

10

Elektronun kütlesinin bulunması:

Elektronun kütlesi ise R.A. Millikan tarafından yağ damlacığı deneyi ile ölçülmüştür. Yağ damlası üst levhadan aşağıya doğru inerken X-ışınları ile ışıldatılır ve böylece yağ damlası negatif yükle yüklenir (x-ışınlarının iyonlaştırdığı hava damlalara elektron aktarır).

11

Rutherford atom modeli , 1911

Merkezde kütlesi çok büyük bir çekirdek ve etrafında belirli yörüngelerde dolanan elektronlardan oluşmuştur.

Rutherford ilk defa atomda yörünge fikrini ortaya atmıştır.

Bu görüşün yetersizliği ise; elektronun neden çekirdeğe düşmediği yada atomdan fırlayıp gitmediği sorusunun cevapsız kalmasıdır.

Proton (Rutherford’un deneyi, 1908 Nobel Kimya Ödülü)

12

1. Atomların çekirdeği pozitif yüklüdür.
2. Proton (p) pozitif (+), elektron (e) ise negatif (-) yüklüdür.
3. Protonun kütlesi elektronunkinden1840 kat daha büyüktür

(1,67 x 10^-24 g).

Tipik bir atomun yarıçapı 100 pm iken çekirdeğin çapı

5 x 10^-3 pm civarındadır.

• ışınları (1,4 x 10⁷ m/s)

13

Bohr atom modeli, 1913

Bohr atom modeli, elektronların çekirdekten herhangi bir uzaklıkta bulunan tek bir yörüngede değil, belirli yörüngede olduğunu belirtir. Bir elektronun bulunduğu yer elektronun sahip olduğu enerjiye bağlıdır. Bu enerji düzeyleri çekirdeğe yakın olandan uzağa doğru 1,2,3.... gibi numaralar verilerek gösterilir. Enerji düzeylerinin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır, uzaklaştıkça artar. Bohr, ilk defa enerji seviyeleri kavramını ortaya atmıştır.

14

Kuantum teorisine göre atom modeli, 1924-1927

​

Atomun kuantum modelini Bohr, de Broglie, Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları atomun bugün kabul edilen modelinin gelişmesinde temel rol oynadılar.

Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur. Elektronlar ise çoğunlukla varlıkları ve şekilleri matematiksel olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin etrafında dalga karakterinde bir hareketle dolaşırlar.

​

De Broglie ilk defa dalga karakteri fikrini ortaya atmıştır.

15

Radyoaktivite tipleri

16

Nötron (Chadwick’in deneyi,1932)

17

H atomu 1 p ve He atomu 2 p içeriyorsa

He’un kütlesi/H’in kütlesi = 2 olmalıydı.

Oysa He/H = 4 idi.

n ~ p = 1,67 x 10^-24 g

İnce bir berilyum metali a ışınlarına maruz kaldığında protonun kütlesi kadar yüksüz taneciklerden oluşan bir enerji (nötron) yayar.

18

Aşağıdaki tabloda atomun yapısındaki proton, elektron ve nötronların kütleleri ve yükleri gösterilmiştir.

akb karbon 12 atomunun kütlesinin 1/12 si olarak kabul edilir ve rakamsal olarak 1,66054 x 10^-24 grama eşittir.

19

Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar

1913’te Henry Moseley (1887-1915), maddelerin elektron bombardımanına maruz kaldıklarında yaydıkları x-ışınlarının atom kütleleri arttıkça daha kısa dalga boylarında olduklarını tespit etti. Daha sonra benzer bir ilişkinin atom numaralarıyla da olduğunu belirledi.

İngiliz fizikçi Moseley elementlerin proton sayılarını belirleyerek periyodik çizelgenin buna göre düzenlenmesini sağlamıştır. 1915 yılında 1. Dünya Savaşı’nda Gelibolu’da ölmüştür.

20

21

22

Örnek: PO₄^3- iyonunun 1 tanesinde kaç tane elektron vardır.

(Nötr P’nin 15 ve nötr O’nun 8 elektronu vardır.)

23

PO₄^3- iyonunun 1 tanesindeki toplam elektron sayısı, P ve O atomlarında bulunan elektronlarla iyonun elektriksel yükünde bulunan 3 elektronun toplamına eşittir.

P atomunda 15 elektron ve O atomunda 8 elektron vardır.

Toplam e = P + 4.(O) + 3

= 15 + 4.8 + 3 = 50 elektron

​

​

24

25

K.N

26

Atomların elektronik yapısı

Rutherford atom modeli şu sorulara cevap veremez:

27

• Her bir elementin fiziksel ve kimyasal özelliği diğerinden farklıdır. Neden?
• Kimyasal bağ neden oluşur?
• Her bir element belirli ışınları soğurur ya da yayar. Neden?

Bir elektrikli sobanın teli düşük sıcaklıkta kırmızımsı (düşük enerjili) iken yüksek sıcaklıktaki bir aydınlatma lambasının teli ise sarımsıdır (yüksek enerjili) (siyah cisim ışıması). Buna (klasik fiziğe) göre sıcaklık arttıkça düşük dalga boylarına (UV gibi) gidildikçe ışıma şiddetindeki artışında sürmesi gerekirdi. Oysa sıcaklık arttıkça emisyon şiddeti belli bir maksimuma ulaşır ve sonra azalır.

Max Planck (1900), atom ve moleküllerin herhangi bir miktardaki enerji (klasik fizik) yerine belirli enerji paketlerini (kuant) yani belli miktarlarda enerji yaydıklarını keşfetmiştir (kuantum kuramı).

Elektronik düzenlenmeler atomlar tarafından yayılan ya da soğurulan ışığın incelenmesiyle ortaya çıkarılmıştır.

​

​

​

Elektromanyetik ışıma

Işık, elektromanyetik (EM) dalgalar halinde yayılır (Maxwell, 1873).

28

Dalga titreşmeyle enerji aktaran bir olgudur. Bir dalganın hızı (vakumdaki ışık için c) türüne ve bulunduğu ortama göre değişir.

Dalga boyu (l), ardışık iki dalga maksimumu arasındaki mesafedir.

Frekans (n), bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır.

Genlik ise dalganın orta çizgisinden tepesine olan dik mesafedir.

Maxwell kuramına göre bir EM dalganın birbirlerine dik iki düzlemde yol alan bir elektrik alan bileşeni, bir de manyetik alan bileşeni bulunur.

29

EM dalga için vakumda hız, c (m/s) = l (m) x n (s^-1) = 3,00 x 10⁸ m/s

Örneğin,

6,0 x 10⁴ Hz (veya s^-1) frekansındaki bir ışının dalga boyu,

l = c/n = (3,00 x 10⁸ m/s) /(6,0 x 10⁴ Hz ) = 5,0 x 10³ m = 5,0 x 10¹² nm

​

30

Dalga boyu (nm)

Frekans (Hz)

Radyasyon cinsi

Gama ışınları

X ışınları

Ultraviolet

Infrared

Mikrodalga

Radyo dalgaları

X ışınları

Güneş

lambaları

Isı

lambaları

Mikro dalga fırınlar

Polis radarları

Uydu istasyonları

UHF TV

Cep

telefonları

FM radio

VHF TV

AM

radio

Görünür

31

Planck, enerjinin EM ışıma şeklinde yayılabilen (veya soğurulabilen) en küçük miktarına kuantum adını vermiştir. Tek bir kuantumun enerjisi (E) ise,

E = hn ya da E = hc/l

eşitlikleri ile verilir. h (6,63 x 10^-34 J.s), Planck sabiti olup, enerji daima hn’nün tam katları şeklindedir (hn, 3hn gibi).

​

Elektrik yükü, bir elektron yükü olan e’nin tam katları (kuantlı) şeklindedir.

​

Maddede yer alan atom, elektron, proton ve nötron sayıları da kuantlıdır.

​

32

Fotoelektrik olay

Bir metalin yüzeyine belli bir frekansta ışık düşürüldüğünde metal yüzeyinden elektron kopar (A. Einstein, 1905).

Gönderilen enerji (hν), elektronları metale bağlayan enerjinin (BE) bir miktar üstünde olursa kopan elektronlar belli bir kinetik

enerji (KE) kazanacakları için metalden ayrılarak anoda giderler:

​

hν = KE + BE

​

​

33

Örnek : Potasyumun çıkış işi 2,24 eV dur. 2537 ^oA dalga boylu bir ışıkla oluşturulan foto elektronların kinetik enerjisini ve hızını hesaplayınız.

 Çözüm:

34

Bohr Atom Modeli

Güneş ya da akkor bir katı (demir gibi) kendine özgü görünür bölgede hemen her dalga boyunda ışıma yapar (sürekli spektrum).

Elektrik akımı ile ısıtılmış gaz (hidrojen gibi) atomlarının yaydıkları ışınlar ise bütün dalga boylarında sürekli dağılım göstermezler (çizgi spektrum).

Yüksek

voltaj

delik

Deşarj tüpü

Pirizma

Fotografik tabaka

Çizgi spektrumu

Komponentlerine ayrılmış ışık

35

Protonun çekim gücü etkisinde dışa doğru dairesel hareket eden elektron, belirli enerjilere sahip yörüngelerde bulunur (kuantlaşma).

​

n (sayısı baş kuantum sayısı) = 1, 2, 3,…

n arttıkça elektronun karalılığı azalır (enerjisi artar).

Belirli enerjiye sahip elektronun açısal momentumu h/2p’nin katları şeklindedir.

Atom üzerine gelen enerji, elektronun düşük enerjili bir (temel) halden yüksek enerjili bir (uyarılmış) hale uyarılmasına sebep olur. Uyarılan elektron temel hale geçerken foton yayar.

R_H (Rydberg sabiti) = 2,18 x 10^-18 J

36

Elektronik geçişlerde ilk ve son haller arasındaki enerji farkı:

E_foton = ΔE = E_s - E_i

Not: Bohr’un elektronun çekirdek etrafında dairesel hareket yaptığı fikri hariç diğer sonuçları büyük ölçüde doğrudur.

37

Her orbitalin yarıçapı n² ile orantılıdır (1 : 4 : 9 : 16 şeklinde)

E_foton = ΔE = 2,18 x 10^-18 J x (1/25 - 1/9)

E_foton = ΔE = -1,55 x 10^-19 J

λ = 6,63 x 10^-34 (J.s) x 3,00 x 10⁸ (m/s)/1,55 x 10^-19J

λ = 1280 nm

Örnek: Hidrojen atomunda n_i = 5’ten n_s = 3 seviyesine geçilirken yayılan fotonun dalga boyunu (nm cinsinden) bulunuz.

E_foton = h x c / λ,

λ = h x c / E_foton

(Dışarıya verilen enerji - ile gösterilir. λ hesaplanırken - kullanılmaz.)

38

Elektron duran dalga (titreşen gitar teli) gibi davranır (Louis de Broglie, 1924).

​

​

Elektronun durgun davranabilmesi için, dalga boyunun yörünge çevresine tam uyması gerekir. Aksi taktirde elektron dalgası kendini tekrarlayamaz:

​

​

​

​

​

​

Hem tanecik hem de dalga özellikleri gösteren elektronun dalga boyu:

λ =

​

​

2πr = nλ

39

λ = h/mv

λ = 6,63 x 10^-34 / (2,5 x 10^-3 x 15,6)

λ = 1,7 x 10^-32 m = 1,7 x 10^-23 nm

Soru: 15,6 m/s hızında hareket eden 2,5 g ağırlığındaki bir pinpon topunun dalga boyunu hesaplayınız (1 J = 1 kg m²/s²).

m (kg)

h (J.s)

v (m/s)

Aynı işlem 1,24 x 10⁷ m/s hızındaki elektron için yapıldığında dalga boyu (λ) 5,87 x 10^-11 m ya da 5,87 x 10^-2 nm bulunur. Böyle bir elektron demeti bir kristale çarparak ölçülebilir kırınım oluşturabilir.

Grafit kristalinin elektron kırınımı

40

Kuantum mekaniği

Bohr modeli hidrojen dışındaki atomların yayılma spektrumlarını açıklayamamıştır.

Bir taneciğe ilişkin hem konum hem de momentum (m x v) aynı anda tam olarak bilinemez (Heisenberg belirsizlik ilkesi, 1927).

Çünkü, elektronları tespit etmede kullanılan fotonlar, elektronların hareketini değiştirir.

Ancak, bir elektronun uzayda herhangi bir bölgede bulunabilme ihtimali, dalga fonksiyonunun karesi (Ψ², psi²) ile doğrudan orantılıdır (Schrödinger denklemi, 1926).

Buna göre, bir elektronun belirli bir zaman diliminde çekirdek etrafındaki yeri belli olasılıklarla belirlenebilir. Bu yerler atomik orbitaller olarak adlandırılır ve kuantum sayılarıyla belirtilirler. Her bir olası hal dört kuantum sayısı ile tanımlanır.

41

1. Baş kuantum sayısı (n)

Atomdaki elektronun bulunduğu orbital enerjilerini ya da elektronun çekirdeğe olan mesafesini tarif eder.

​

​

​

2. Açısal momentum kuantum sayısı (l)

Orbitallerin şekillerini açıklar. Bir orbital için (n-1) adet l vardır. Örneğin, n = 2 kabuğunda 0 (s) ve 1 (p) olmak üzere iki alt kabuk vardır.

l = 0 (s orbitalleri)

l = 1 (p orbitalleri)

m_l = -1, 0, 1

m_l = 0

42

3. Manyetik kuantum sayısı (m_l)

Orbitalin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir l değeri için (2l + 1) adet farklı m_l değeri olabilir.

​

​

42

m_l = -2, -1, 0, 1, 2

l = 2 (d orbitalleri)

43

m_s = +½, -½

4. Spin kuantum sayısı (m_s)

Elektronların kendi eksenleri etrafında dönüş yönlerini gösterir. Elektronlar saat yönünde ve tersi olmak üzere iki dönme yaparlar:

m_s= +1/2

m_s= +1/2

m_s= -1/2

44

s, p, d, ve f gösterimleri s (keskin), p (esas), d (dağılmış) ve f (temel) orbitallerinde bulunan elektronlar tarafından oluşturulan spektral yayma çizgilerinin özelliklerinden kaynaklanmaktadır. x, y ve z ise kartezyen koordinat sistemindeki eksenleri tarif eder.

​

s orbitali için çekirdekten verilen herhangi bir mesafedeki elektron olasılık yoğunluğu aynıdır (küresel simetrik).

p orbitalleri, her bir serisi üç tane birbirine zıt iki lop şeklindedir.

d ve f orbitallerinde ise sırasıyla beş ve yedi farklı yöneliş vardır.

(l > 3 olan orbitaller (g ve ötesi) ders kapsamında işlenmeyecektir.)

Soru: n = 3’e karşılık gelen toplam orbital sayısını bulunuz.

0, 1 ve 2 olmak üzere 3 adet l değeri vardır. l = 0 için 2.0 +1 = 1 adet 3s vardır. l = 1 için 2.1 +1 = 3 adet 3p vardır. l = 2 için 2.2 +1 = 5 adet 3d vardır. Toplamda 9 adet orbital vardır.

45

46

Elektron dağılımı (Orbital enerjileri)

Schrödinger eşitliğinin çözümü birden fazla elektronlu atomlar için neredeyse imkansızdır.

Çok elektronlu bir atomun elektron bulutunun, yük bulutlarının üst üste gelmesiyle oluştuğu ya da tek elektronlardan oluşan orbitallerden meydana geldiği kabul edilir (orbital yaklaşımı). Bu yaklaşıma göre elektronlar, atomu en düşük toplam enerjili kılacak şekilde orbitallere girer (Aufbau Prensibi).

​

Aynı n değerine sahip elektronların doldurduğu yere kabuk denir.

Aynı n ve l’ye sahip elektronların doldurduğu yere alt kabuk denir.

Aynı n, l ve m_l’ye sahip elektronların doldurduğu yere ise orbital denir. Bir orbitalde en fazla iki elektron olabilir.

Bir orbitalin enerjisine, şekline, büyüklüğüne ve yönlenmesine m_s etki etmez.

(m_s = ½ , -½)

47

Örnek Soru: 2p alt kabuğunda kaç tane 2p orbitali vardır?

2p

m_l = -1, 0, +1

2p alt kabuğunda 3 orbital vardır.

Örnek Soru: 3d alt kabuğunda maksimum kaç tane elektron vardır?

3d

m_l = -2, -1, 0, +1,+2

5 orbitalde en fazla 10 elektron olabilir.

48

Tek elektronlu atomdaki (hidrojen) orbitallerin enerjisi n’ye bağlıdır.

İlk seviye ile ikinci seviye arası oldukça büyük iken sonraki seviyelerdeki enerji farkının oldukça küçük olduğuna dikkat ediniz..

49

Çok elektronlu atomlarda ise aynı baş kuantum sayısındaki (n = 1 hariç) farklı orbitaller (s, p gibi) şekillerinden dolayı farklı enerji seviyelerine yarılırlar.

Başka bir deyişle çekirdekten uzaklaştıkça elektron yoğunluğundaki değişim, orbital türüne bağlıdır.

​

Örneğin, 2s orbitalinin 2p orbitaline göre daha düşük enerjili olduğu deneysel olarak bulunmuştur.

Çünkü 2s’deki elektronun çekirdek yakınındaki yoğunluğu 2p elektronuna göre daha fazladır (radyal olasılık). Böylece 2s elektronu çekirdeğin çekim gücünü daha fazla hissedecektir.

50

Çok elektronlu atomlarda orbital enerjileri hem n hem de l’ye bağlıdır. Çünkü elektron sayısı arttıkça elektronlar arası itme kuvvetleri artar. Buna göre, örneğin 4s’nin 3d’den önce dolması toplam enerjinin daha düşük olmasını sağlar.

51

Çok elektronlu atomlarda alt kabukların doldurulma sırası

(çapraz kuralı)

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

Orbitallerin enerji sıralaması:

52

Hidrojen atomunun elektron dağılımı

1s¹

Orbital diyagramı

H

53

Pauli Dışlama İlkesi

​

Bir atomdaki herhangi iki elektron aynı dört kuantum sayısına sahip olamaz.

​

(a)’da her iki elektron da aynı (yukarı) spine ve 1, 0, 0, +1/2 ile gösterilen aynı dört kuantum sayısına sahiptir.

​

(b)’de de aynı aşağı spinli elektronların bütün kuantum sayıları aynıdır (1, 0, 0, -1/2).

​

(c)’de ise elektronlar sırasıyla 1, 0, 0, +1/2 ve 1, 0, 0, -1/2 ile gösterildiği için ilkeye uyulduğu görülür.

54

Elektronların orbitallere yerleşimi

Aufbau kuralı

​

Bir atomda elektronlar önce en düşük enerji seviyeli orbitale yerleşirler

Hund kuralı

Elektronlar bir orbitale önce tek tek ve paralel spinli olarak yerleşirler

​

₇N = 1s² / 2s² 2p³

​

Paramanyetik

​

Diyamanyetizma ve Paramanyetizma

​

He’daki iki elektron eşleşmemiş (aynı spinde) olsalardı, bunların net manyetik alanlarının birbirini güçlendirmesi gerekirdi (a). Paramanyetik maddeler eşleşmemiş elektrona sahiptirler ve mıknatısla çekilebilirler.

​

Oysa deneysel olarak He’un elektron spinlerinin eşleştiği yani mıknatısla çok az itilebildiği (diyamanyetik) bulunmuştur (b).

​

​

55

Soru: Mg’deki elektron konfügrasyonu nasıldır?

Mg 12 elektron

1s < 2s < 2p < 3s < 3p

1s²2s²2p⁶3s²

2 + 2 + 6 + 2 = 12 elektron

[Ne]3s²

[Ne] 1s²2s²2p⁶

Cl 17 elektron

1s < 2s < 2p < 3s < 3p

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elektron

n = 3

l = 1

m_l = -1, 0, veya+1

m_s = ½ veya -½

Soru: Cl’nin en son elektronu için tüm kuantum sayılarını gösteriniz.

56

Elementlerin periyodik çizelgede en dıştaki

alt kabuklarının dolma sırasına göre sınıflandırılması

57

Atom

numarası

Sembol

Elektron

düzeni

Atom Numarası

Sembol

Elektron

düzeni

Atom

numarası

Sembol

Elektron

düzeni

58

Periyodik Çizelge

​

Günümüzde bilinen elementlerin yarısından çoğu 1800-1900 yılları arasında bulunmuştur.

​

Elementlerin fiziksel ve kimyasal davranışlarındaki periyodik benzerliklerin anlaşılması, periyodik çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır (Mendeleev ve Mayer).

​

Elementler atom numaralarına göre yatay periyotlarda, kimyasal özelliklerine göre ise dikey gruplarda sıralanırlar.

​

Elementler üç sınıfa ayrılabilir:

1. Metaller
2. Ametaller
3. Yarı metaller

59

60

Kimyasal Formüller

​

Moleküllerin ve iyonik bileşiklerin bileşimini kimyasal simgelerle göstermek için kimyasal formüller kullanılır.

​

Molekül formülü, bir maddenin en küçük biriminde bulunan elementlerin atom sayısını tam olarak gösteren formüldür.

​

Allotrop: Bir elementin iki veya daha çok sayıdaki farklı biçimlerine denir.

​

Oksijenin allotropları: O₂ ve O₃

​

Karbonun allotropları ise elmas ve grafittir.

​

Hidrojen peroksitin (H₂O₂) kaba formülü HO dur.

61

61

62

62

63

64

65

66

67

67

68

69

İkili Asitler (Hidrojen-Ametal Bileşikleri)

İkili asit bileşikleri suda çözündüğünde başka türlü, gaz halinde ise başka türlü adlandırılır.

Çok Atomlu İyonlar