Z - E-Universite

ATOMUN ELEKTRON YAPISIYrd.Doç.Dr. Đbrahim Đsmet ÖZTÜRK

1.Atomun Elektron YapısıKimyasal olaylar, maddenin atom modeline dayanılarakaçıklanmaktadır. Bir elementin aynı tür atomlardan oluştuğunu öneren bumodel, çeşitli aşamalarda çok sayıda bulgu ve verinin incelenmesindensonra ortaya konulmuştur.1.1 Işık ve Madde1.1.1 IşıkMaddeyi oluşturan tanecikler hakkındaki çok önemli bilgiler, ışığınmadde ile etkileşmesinin incelenmesi sonucunda edinilmiştir. Işığın yapısıhakkında, tanecik modeli, elektromanyetik dalga modeli ve foton modeliolmak üzere üç model önerilmiştir. Tanecik modeli günümüzdegeçerliliğini yitirmiştir.

Elektromanyetik Dalga Modeli: Bu modele göre ışık bir elektromanyetikdalgadır. Bunun oluşumu şu şekilde açıklanabilir: Elektrik yüklü bir cisim,çevresinde bir elektrik alanı oluşturur. Bu cisim titreşim hareketi yaparsa,elektrik alanı bir dalga haline dönüşür ve bir mayetik alan dalgası oluşturur.Elektrik alan dalgasının (E) bileşeni ile manyetik alan dalgasının (H)bileşeni birbirine dik iki düzlem içindedir.

Bir dalgayı tanımlayan özellikler genlik ve dalga boyudur. Genlik(E o veya H o ), denge noktasının yayılma ekseninden sapabileceği en büyükuzaklıktır. Dalga boyu (λ) ise, tek bir titreşimin yapılabilmesi için dengenoktasının x ekseni boyunca gidebildiği uzaklıktır. Bir titreşim veyadalganın oluşabilmesi için geçen süreye periyot (T) ve bir saniyedekititreşim sayısına da frekans (ν) denir. Dalganın yayılma hızı (u),bağıntısı ile bulunur. Işık elektromanyetik dalgadan oluştuğuna göre u’nündeğeri ışık hızına eşit olmalıdır (c = 3x10 10 cm/s). Birim uzunluktaki dalgasayısı;bağıntısı ile bulunur.

Frekans, dalga boyu ve dalga sayısı aşağıdaki eşitlik ile birbirine bağlıolduğundan dolayı, bunlardan birinin bilinmesi dalganın tanımı içinyeterlidir.Frekans azalırDalgaboyu artarν 1 < ν 2 < ν 3Birim: 1/sλ 1 > λ 2 > λ 3birim: uzunluk (m)• Dalgaboyu ve frekans çarpımı sabittir (λ)(ν) = c

1.1.2 Işık-Madde EtkileşimiGörünen her renk, belirli bir dalga boyundaki ışıktan oluşur. Tek birdalga boyuna sahip olan ışığa, tek renkli anlamına gelen monokromatik ışıkdenir. Dalga boyları farklı ışınlardan oluşan ışığa çok renkli anlamına genelpolikromatik ışık denir.Görünür bölgede beyaz ışık bütün dalga boylarındaki ışınlardanoluşur ve bir prizmadan geçirildiğinde çeşitli renklere ayrılır. Bunun nedenidalga boyları farklı olan ışınların kırılma açılarının farklı olmasından ilerigelir.

Renk dizisi kırmızıdan başlar ve mora kadar devam eder. Kırmızı en uzundalga boyu veya en düşük frekansa mor ise en kısa dalga boyu veya enyüksek frekansa sahiptir.

Bütün frekansları kapsayan elektromanyetik ışınım dizisineelektromanyetik spektrum veya ışık spektrumu denir.Madde ile elektromanyetik ışınımın etkileşimini inceleyen bilimdalına spektroskopi denir. Spektroskopi çoğunlukla kullanılanelektromanyetik ışınımın bulunduğu bölgeye göre isim alır; kırmızıötesi(IR: Infra Red), morötesi (UV: Ultra Violet), X-ışınları gibi.

Renkler yani dalga boyları arasında kesiksiz bir çizgi vardır. Süreklispektrum verebilecek beyaz ışık bir gazdan (helyum) geçirildikten sonraprizmada kırılırsa elde edilen spektrumun belirli frekanslarında siyahçizgiler görülür. Bu çizgilerin yeri ve sayısı, ışığın içinden geçtiği maddenincinsine bağlıdır ve maddenin tanınmasına yarar.

Çizginin spektrumdaki yeri veya dalga boyu belirli bir enerjiyekarşılıktır. Siyah, ışıksız demek olduğuna göre spektrumun siyah çizgilergörülen yerlerinde madde ışık enerjisini soğurmuş olmalıdır. Spektrumdabelirli bölgelerde siyah çizgilerin görülmesi, maddenin ancak belirlienerjideki ışınları soğurduğunu göstermektedir. Böyle spekturumlarasoğurma (absarpsiyon) spektrumları denir.Gazların Absorbsiyon Spektrumu

Spektrumu incelenen gaz ışık verecek sıcaklığa kadar kızdırılır vegazın verdiği ışık bir prizmadan geçirilirse, elde edilen siyah çizgiler yerine,bu çizgilere karşılık olan renkli çizgilerin bulunduğu görülür. O haldekızdırılmış gaz, kendisine özgü renklerde ışık yaymaktadır. Bu türspektruma ışıma (emüsyon) spektrumu denir.Gazların Emisyon Spektrumu

Işığın Foton ModeliElektromanyetik dalga modeli girişim ve kırınım olaylarınıaçıklayabilmektedir fakat siyah cisim olayını, fotoelektrik olayını vecompton saçılmasını açıklayamamaktadır.Max Planck 1901 yılında, siyah cisim ışımasıyla yayılan ışığınelektromanyetik dalga olmadığını kesikli enerji paketçiklerinden(fotonlardan) oluştuğunu öne sürmüştür. Planck’a göre madde, ışığı fotonlarşeklinde yayar veya soğurur.Planck sıcak cismin soğurken enerjisini ışık halindekatları şeklinde kaybettiğini öngörmüştür.ve tamsayıE n = nhνn = 1, 2, 3 ….

E = enerjih = 6.626 x 10 -34 J.sn = kuantum sayısı, tamsayıh = Plank sabitiν = frekansEinstein 1905 yılında, ışığın foton adı verilen enerji paketlerindenoluştuğunu ileri sürmüştür.E foton = hνÖrnek: 500 nm dalgaboyundaki fotonun enerjisi nedir?v = c/λ = (3x10 8 m/s)/(500 x 10 -9 m)v = 6 x 10 14 1/sE = h v =(6.626 x 10 -34 J.s)(6 x 10 14 1/s) = 4 x 10 -19 J

Soru: Aşağıdakilerde kuantum başına frekans ve enerjiyi bulunuz.a) 700 nm dalga boyu olan kırmızı ışıkb) 400 nm dalga boyu olan mavi ışık.c = 3.00x10 8 m/sh = 6.63x10 -34 Js

Soru: Bir metal yüzeyi ışınım etkisi ile elektronlar yayınlar, bunafotoelektrik etki denir. Altının yüzeyinden 1 elektronun çıkması içinenerjisi en az 7.72x10 -19 J olan bir foton gerekir. Böyle bir fotonun dalgaboyu ve frekansı nedir?c = 3.00x10 8 m/sh = 6.63x10 -34 Js

1.2. Hidrojen Atomunun SpektrumuBalmer 1885 yılında, hidrojen atomunun spektrumundaki çizgilerarası uzaklıkların büyük dalga boyundan küçük dalga boyuna gittikçedüzenli bir şekilde küçüldüğünü gözledi ve bu küçülmenin çizgilerin dalgaboyunun bir fonksiyonu olduğunu bildirdi. Daha sonraki yıllarda,düzenliliğin dalga boyu yerine dalga sayısının bir fonksiyonu olarakgösterilmesinin yerinde olacağı düşünülmüş ve Rydberg, kendi adıylabilinen bir sabit (R) kullanarak bir bağıntı önermiş ve R sabitinin değerini109737 cm -1 olarak bulmuştur. Hidrojen atomunun spektrumundakiçizgilerin dalga boyları Rydberg’in bağıntısına kesinlikle uymaktadır.

Bağıntıdaki terimlerin elektronların enerjileriyle ilgili olduğuancak daha sonra Niels Bohr tarafından bulunmuştur. Đleriki yıllarda aynıdüzenliliğin morötesi ve kırmızı ötesi bölgelerdeki çizgiler içinde geçerliolduğu görülmüş ve sırasıyla Lyman, Paschen, Brackett ve Pfund serileribulunmuştur.

Soru: Hidrojen atomunda n b =5 seviyesinden n s = 2 seviyesine geçişteyayınlanan fotonun dalga boyunu nanometre cinsinden hesaplayınız.geçişin hangi seride spektrum çizgisi vermesi beklenmektedir.BuSoru: Hidrojen atomunda n b =6 seviyesinden n s = 4 seviyesine geçişteyayınlanan fotonun dalga boyunu nanometre cinsinden hesaplayınız.geçişin hangi seride spektrum çizgisi vermesi beklenmektedir.Bu

1.3 Bohr’un Atom ModeliBohr Atom Modelinde ileri sürülen varsayımlar:1- Bir atomda bulunan her elektron, çekirdekten ancak belirli uzaklıklardakidairesel yörüngelerde bulunabilir. Her yörünge belirli bir enerjiye sahiptir.2- Yüksek enerji düzeyinde (E y ) bulunan bir elektron düşük enerji düzeyine(E d ) inerse, aradaki enerji farkına eşit enerjide ışın yayar.3- Çekirdek çevresinde dairesel yörüngeler izleyerek hareket edenelektronların açısal momentumları ancak belirli değerler alabilir. Budeğerler Planck sabiti ile tanımlanır.

Bohr Yörüngelerinin YarıçapıBelirli bir yörüngeyi izleyerek hareket eden elektron iki karşıtkuvvetin etkisi altındadır. Bunlar, çekirdeğin elektroma uyguladığı çekmekuvveti ve yörünge üzerinde dönmekte olan elektronun merkezkaçkuvvetidir.Elektron hareketiMerkezkaç kuvvetZeF = ma =mv 2rCoulomb çekim kuvveti F =(Ze)(e)r 2Ze : Çekirdeğin yüküe : Elektronun yükü

Zıt kuvvetler kararlı yörüngede dengede bulunurmv 2r= Ze2r 2 r =Ze 2mv 2Aşağıdaki iki bağıntı birleştirilirse, yörünge yarıçapı için şu bağıntı eldeedilir.r =nh2 πZe 2mv 2= mvrr =n 2 h 24 π 2 mZe 2

Hidrojen atomunun birinci yörüngesinin yapıçapı (n = 1, Z = 1) bohryarıçapı olarak bilinir ve a 0 ile gösterilir.a 0 =h 24 π 2 me 2r = 0.529 x 10 –10 m a a0 = 0.529 Å (Bohr yapıçapı) 52.9 pmBohr Yörüngelerinde EnerjiDairesel bir yörünge izleyen elektronun, çekirdeğe olan uzaklıkladeğişen bir potansiyel enerjisi ve hızıyla değişen bir kinetik enerjisi vardır.Elektronun n yörüngesindeki toplam enerji bu iki enerjinin toplamıdır.

toplam enerji = potansiyel enerji + kinetik enerjiZe 2 1E n = - + mv 2r 2E n = -Ze 22 rr =a 0 =n 2 h 24 π 2 mZe 2r =h 24 π 2 me 2E n = -n 2 a 0ZE n =Ze 22 r-Z 2 e 22n 2 a 0

E n =Z 2-2,179x10 -18 n 2Elektronun enerjisinin sayısal değerinin, n’in karesi ile ters orantılıolduğu görülmektedir. Buna göre elektron, çekirdeğe en yakın yörüngede endüşük enerjilidir ve çekirdekten uzaklaştıkça enerjisi artar. Elektron birenerji düzeyinden diğerine geçerse, ışın enerjisi soğurulur veya yayılır.Soğurulan veya yayılan ışının enerjisi, elektron geçişinin olduğu iki düzey(n b ve n s ) arasındaki enerji farkına eşittir.ν = c.v bağıntısından ışığın dalga sayısı hesaplanır.

c ve h değerleri yerine konursa,

1.4 Atomun Kuantum ModeliBugünkü atom kuramına göre elektronlar Bohr’un dediği gibibelirli yörüngelerde dolaşmamaktadır. Bunun nedeni, büyük cisimler içinkesinlikle geçerli olan klasik mekanik kuramları, küçük cisimlerindavranışlarının açıklanmasında yetersiz kalmasındandır. Bu nedenle atomyapısının yeni bir yaklaşımla açıklanması zorunluluğu doğmuştur.1.4.1. Heisenberg’in Belirsizlik ĐlkesiHeisenberg’e göre elektron gibi çok küçük parçacıklarınkonumlarının belirlenmesine çalışıldığında hızlarında, veya hızlarınınbelirlenmesine çalışıldığında konumlarında bir belirsizlik vardır.

Heisenberg’in belirsizlik ilkesine göre, hareket etmekte olan birtaneciğin momentumundaki belirsizlik ∆p veya ∆(mv) ile konumundakibelirsizliğin, ∆x çarpımı h/2π den küçük olamaz.Elektronun konumu ve hızı aynı anda belirlenemediğine göre, Bohrmodelindeki belirli yörüngeler varsayımı geçerli değildir. Elektronun ancakbulunması olasılığından söz edilebilir. Elektron tanecik olarak düşünülürseçekirdek çevresinde bazı bölgelerde bulunma olasılığı yüksek, bazıbölgelerde ise düşük olmalıdır.

1.4.2. De Broglie Dalga BoyuDe Broglie, hareket eden bir parçacığın da dalga özelliğigösterebileceğini öne sürdü ve böyle bir dalganın dalga boyunun ışığınkinebenzer şekilde aşağıdaki bağıntı ile bulunabileceğini belirtti.λ =hmv=hpλ: taneciğin dalga boyuh: Planck sabitim: taneciğin kütlesip: taneciğin momentumuv: taneciğin hızıÖRNEK : a) 40 g Golf topunun hızı 30 ms -1 dir. Bu topa eşlik eden dalgaboyu nedir ? b) Bir nötronun (m : 1.674x10 -27 kg) hızı 2000 ms -1 dir. Bunötrona eşlik eden dalga boyu nedir?

1.4.3. Schrödinger DenklemiBu denklem dalga mekaniğinin temelidir. Bu denklem elektron içinbir dalga fonksiyonu olan ψ (psi) cinsinden yazılır. Denklem hidrojenatomunun elektronu için çözüldüğünde bir seri dalga fonksiyonları eldeedilir. Bu dalga fonksiyonlarından her biri elektronun belli bir enerji halinekarşı gelir ve elektronun bulunabileceği bölge ile ilişkilidir. Bir elektronundalga fonksiyonu bir orbitali tanımlar.Bir dalganın şiddeti genliğinin karesi ile orantılıdır. Dalgafonksiyonu, ψ, bir genlik fonksiyonudur. Elektron devamlı olarak hızlahareket ettiğinden elektron yükünün bir yük bulutu halinde dağılmışbulunduğu varsayılabilir.

Elektronun belli bir bölgede bulunma olasılığı o noktadaki yükbulutunun yoğunluğu ile orantılıdır. Bulutun yoğun olduğu bölgede buolasılık yüksektir. Böylece sadece elektronun bulunma olasılığının yüksekolduğu bölgeler önceden kestirilebilmektedir.

1.5. Kuantum SayılarıKuantum mekaniğinde, hidrojen ve diğer atomlardaki elektrondağılımlarını açıklamak için üç kuantum sayısı gereklidir. Bunlar, başkuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı ve manyetik kuantumsayısı olarak adlandırılır.n = baş kuantum sayısı, ortalama yarıçap, enerji seviyelerini belirlern = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…… KABUKLARl = açısal momentum kuantum sayısı, orbitallerin şeklini belirlerl = 0, 1, 2, 3, 4, 5… (n – 1)s p d f g hALTKABUKLARm = manyetik kuantum sayısı, l nin z bileşeni, yönelmeleri belirlerm = 0, ± 1, ± 2, ± 3…..ORBĐTALLER

Baş Kuantum Sayısı (n)Baş kuantum sayısı (n) sadece 1, 2, 3, … gibi tam sayılarla ifadeedilir. Örneğin hidrojen atomundaki orbital enerjilerini, n’in değeri belirler.Baş kuantum sayısı, belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olanortalama uzaklığıyla da ilişkilidir. Baş kuantum sayısı ne kadar büyükolursa, orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama mesafesi ve bunagöre de orbital o kadar büyük olur.

Açısal Momentum Kuantum Sayısı ( l )Açısal momentum kuantum sayısı (l) orbitallerin şekillerini açıklar.Açısal momentum kuantum sayısının (l ‘nin) alabileceği değerler, başkuantum sayısının değerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için l ‘ninalabileceği değerler 0 ile n-1 arasındaki tamsayılardır. Genellikle l ‘nindeğerleri aşağıda gösterildiği gibi s, p, d, …. harfleri ile belirtilir.l = 0s orbitall = 1p orbitall = 2d orbitall = 3f orbital

Manyetik Kuantum Sayısı (m l )Manyetik kuantum sayısı(m l), orbitalin uzaydaki yönlenmesinigösterir. Bir alt kabuk için m l‘nin alabileceği değerler açısal momentumkuantum sayısına bağlıdır. Verilen bir l değeri için toplam (2 l+1) adet farklım ldeğerleri bulunabilir.Söz konusu bu üç kuantum sayısına yönelik incelemeyi, n=2 ve l=1 durumunu ele alarak tanımlayalım. Verilen n ve l değerleri, 2paltkabuğunu göstermektedir. Bu alt kabukta üç tane 2p orbitali bulunur.Çünkü m lnin alabileceği değerler -1, 0 ve 1’dir.m l = -l , … , 0, … , +lp - 1 p 0 p + 1

Elektron Spin Kuantum Sayısı (m s)Hidrojen ve sodyum atomlarının yayılma spektrumlarına yönelikyapılan deneyler, dış bir manyetik alan uygulandığında spektrumçizgilerinin yarıldıklarını göstermektedir. Fizikçiler bu olayı ancakelektronları minik birer mıknatıs gibi varsayarak açıklayabilmişlerdir.Şekilde elektronun saat yönü vetersi yönünde olmak üzere iki olasıdönmesi gösterilmiştir. Elektronun bu spinhareketlerinin göz önüne alınmasıyla, spinkuantum sayısı (m s) olarak adlandırılan ve+1/2 ile -1/2 değerlerini alabilen, dördüncübir kuantum sayısını tanımlamışlardır.

1.6. Aufbau Đlkesi ve Elementlerin Elektron Dizilişleriadlandırılır.Bir atomda elektronların orbitallere dağılımı elektron dizilişi olarakBir elektron için spin kuantum sayısı iki değer alabildiğine göre birorbital en çok iki elektron alabilir. Bu elektronlar karşıt spinli olmalıdır. Bubilgilerden yola çıkarak Pauli kendi adıyla bilinen ilkesini önermiştir. Pauliilkesine göre bir atomda aynı dört kuantum sayısına sahip birden fazlaelektron bulunamaz.Atomların temel haldeki dizilişleri yazılırken elektronlar atomorbitallerine en düşük enerjili orbitalden başlayarak yerleştirilir. Böyleceatom en kararlı yapıya sahip olmuş olur.

Elektron dizilişleri yazılırken aşağıdaki kurallar uygulanarakçıkarılan enerji sıralaması kullanılır. Bu sıralamaya Aufbau sıralamasıdenir.1.Orbitallerin enerjileri n+l değerinin artmasıyla yükselir.2. n+l değerlerinin aynı olması haliden n sayısı büyük olan orbitalin enerjisiyüksektir.

Bu iki kural kullanılarak enerji sıralaması şu şekilde yapılır.Hund Kuralı:Bu kurala göre elektronlar bir alt kabuktaki eşenerjili orbitallereparalel spinli tek elektronların sayısı en büyük olacak şekilde dağılır.1- elektron-elektron itmesi, ∏ c , minimum olmalıdır Farklı orbitallerdebulunan elektronlar arasındaki itme en azdır.

2- Değişim enerjisi (exchange energy), ∏ e , maksimum olmalıdır.- Kuantum mekaniksel bir etkidir, aynı enerjili ve aynı spinli sistemleridaha kararlı yapar.- Değişim ihtimali arttıkça, altkabuktaki elektron dizilişi daha kararlıolur.

s-orbitalinde (altkabukl) spinler farklı olmalıdır, bu nedenledeğişim mümkün değildir.p altkabuğunda, aynı enerjili farklı orbitaller bulunur ve değişimmümkündür.Zıt spinli iki elektronda, değişim mümkün değildir.Aynı spinli iki elektronda, üç değişim mümkündür.Birinci değişimĐkinci değişimÜçüncü değişim

P c = Coulomb enerjisi(pozitif enerji)C1 Π eP e = değişim enerjisi(negatif enerji)N3 Π eO1 Π c + 3 Π e43

Değişim Enerjisin : Paralel spinli elektron sayısıΠ e = κn(n-1)2d 7 :Bir sabitSORU : Kromun temel hal elektroniçin n = 5 ve ∏ e = 10 dizilişi,için n = 2 ve ∏ e = 1 Cr: [Ar]4s 2 3d 4 yerine,Cr: [Ar]4s 1 3d 5 dir. Niçin?

Anyon Elektron DizilişiN 7 elektron 1s 2 2s 2 2p 3N 2– 9 elektron 1s 2 2s 2 2p 5 nötral atomlarla benzerdir.Anyonlarda, elektronların yerleşmesiSe ( Z: 34 ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4Se 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6Katyon Elektron Dizilişi• Elektronlar en büyük n değerine sahip orbitalden ayrılır.• Elektronlar en büyük n ve en büyük l değerine sahip orbitallerdenayrılır.

Co 27 e – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7Co 2+ 25 e – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7Co 3+ 24 e – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6

Periyodik ÇizelgeYedi s altkabuğunun her biri periyotlar çizelgesinin bir periyodunakarşılıktır. s altkabukları ikişer elektron alabileceğine göre, en dış sorbitallerinde elektron bulunan 14 element periyodik çizelgenin ikisütununu oluşturur. Periyodik cetvelin bu bölümüne s bloğu denir. Sbloğunun birinci sütununda alkali ve ikinci sütununda toprak alkalimetaller bulunur.

s altkabuğuna benzer şekilde altı elektron alabilen p altkabukları daperiyotlar çizelgesinde altı sütun oluşturur. Beş p altkabuğunun her biriperiyotlar çizelgesinin bir periyoduna karşılıktır. Böylece periyodik çetvelinaltı sütunlu ve beş periyotlu bölgesine p bloğu denir. p bloğunda 30 elementbulunur.

Üç d kabuğunun her biri 10 elektron alabileceğinden periyotlarçizelgesinde üç periyot ve on sütundan oluşan d bloğu vardır. Beklendiğigibi d bloğunda 30 element vardır. Buradaki elementlere geçiş metalleridenir.

Đki f kabuğunun her biri 14 elektron aldığından periyotlarçizelgesinde iki periyot ve ondört sütundan oluşan f bloğu vardır. Bubloğun ilk periyodunda lantabitler, ikinci periyodunda aktinitler bulunur.

Etkin Çekirdek YüküTeoremlerle kesin bir çözümün bulunamayacağı durumlardakimyada deneysel gerçeklerden yararlanılır. Örneğin helyum atomununpotansiyel enerjisinin hesaplanmasında karşılaşılan güçlük, deneyselgerçeklere dayanarak çözülebilir. Đyonlaşma enerjilerinin deneysel değerleribu konuda bize yardımcı olabilir. Đyonlaşma enerjisi, atomdan bir elektronkoparmak için gerekli olan enerjidir ve bu enerji elektronun temel haldekienerjisine eşit olmalıdır. Bir elektronlu sistemlerde elektronun enerjisiçekirdek yükünün karesi ile doğru orantılıdır.Helyum atomunda ikinci elektronun etkileşim yapmadığınıvarsayarak, atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjihidrojeninkinden dört kat büyük olmalıdır.

Fakat deneysel gerçekler böyle olmadığını göstermektedir.Hidrojenin deneysel olarak bulunan iyonlaşma enerjisi 1316.7 kJ/mol,helyumun ise 2374.2 kJ/mol’dür. Helyum için beklenen 5266.8 kJ/mol dendaha küçük bir iyonlaşma enerjisidir. Bunun nedeni, çekirdek yükünün 2+ve elektron yükünün 1-‘den farklı etkin değerlere sahip olmasından ilerigelir. Bu uyuşmazlık, çekirdek için etkin bir yük önermekle çözülebilir. Busebeple bir atomda belli bir elektrona etkiyen pozitif yük miktarı etkinçekirdek yükü olarak tanımlanır.

Çok elektronlu atomlarda, deneysel sonuçlara uygulması için Bohr eşitliğiaşağıdaki şekilde düzeltilir.Helyum , Z = 2ZEn = −R ⎛ ⎝ ⎜ n*22⎞⎟⎠Z* = Z - SZ* : etkin çekirdek yüküZ : atom numarasıS : perdeleme sabitiÖnerilen: E 1 = -54.4 eV Deneysel: E 1 = -24.6 eVEn= −R⎛ ⎝ ⎜ Z * 2 ⎞⎛2Z *2n ⎟ - 24.6 = -13.6 ⎜⎠12⎝⎞⎟⎠Z*=24.6 × 113.62Z* = 1.34

Bu probleme başka bir açıdan bakıldığında çekirdeğin içelektronlar tarafından perdelendiğini ve dıştaki elektronun çekirdeğinancak bir kısmından etkilendiğini söyleyebiliriz. Bu ektiye perdelemeetkisi denir ve bu etki orbitalden orbitale değişmektedir.Perdeleme çekirdeğin değerlik elektronlarını çekme gücünün içelektronlar tarafından engellenmesidir. Perdeleme gücü girginliğe bağlıdır.Girginlik arttıkça perdeleme gücü artar.

Girginlik, dıştaki orbitallerin iç elektronbulutundan geçerek, çekirdeğe sokulabilmeözelliğidir.Girginlik sırası : ns> np > nd > nfn : sabitRadyal düğüm sayısı arttıkça, girginlik artar.Girginlik arttıkça, enerji azalır.Orbital enerjileri : ns < np < nd < nfn : sabit

SORU 1: Hangi orbitalin yarıçapı daha büyüktür? 2s veya 2p ?2: Hangi orbitalin enerjisi daha düşüktür? 2s veya 2p?1. maksimum olasılıkta r : 2s > 2pradyal düğüm sayısı : 2s > 2p2s orbitali daha girgindir2s elektronları çekirdeğe daha yakındır2s elektronlarının enerjisi daha düşüktür2s elektronları1s orbitali tarafından daha az perdelenir.

Etkin çekirdek yükünün hesaplanabilmesi için perdeleme sabitinindeğerinin bilinmesi gerekir. Perdeleme sabitini bulabilmek için ise çeşitliyöntemler vardır. Burada en basit yöntem olan Slater Yöntemiincelenecektir.Slater kuralları ile S yaklaşık olarak hesaplanabilir:1. Atomun elektronik dizilişi, aşağıdaki gibi gruplandırılır:(1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s, 5p)…..2. Yüksek gruplardaki (yukarıdaki sırada sağda olanlar) elektronlar dahadüşük gruplardaki elektronları perdelemezler.

3. ns ya da np değerlik elektronları için:a) Aynı (ns, np) grubundaki her bir elektronun katkısı 0.35 dir ( 1s için0.30)b) n-1, grubundaki her bir elektronun katkısı 0.85 dir.c) n-2, ve daha düşük gruplardaki her bir elektronun katkısı 1.00 dir.4. nd ve nf değerlik elektronları için :a) (nd) ya da (nf) grubundaki her bir elektronun katkısı 0.35 dir.b) Solda kalan gruplardaki her bir elektronun katkısı 1.00 dir.

ÖRNEK : Oksijenin (Z = 8) değerlik elektronlarının etkin çekirdekyükünü hesaplayınız.Elektron dizilişi: 1s 2 2s 2 2p 4a) (1s 2 ) (2s 2 2p 4 )b) S = (2 * 0.85) + (5 * 0.35) = 3.451s 2s,2pZ* = Z - SZ* = 8 – 3.45 = 4.55Bu elektron, gerçekte, çekirdeğin çekim kuvvetinin % 57 sini hisseder.

Nikel: Ni, Z = 28Elektron dizilişi: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2(1s 2 ) (2s 2 2p 6 ) (3s 2 3p 6 ) (3d 8 ) (4s 2 )3d elektronu için:S = (18 * 1.00) + (7 * 0.35) = 20.451s,2s,2p,3s,3p 3dZ* = Z - S Z* = 28 – 20.45 = 7.554s elektronu için:S = (10 * 1.00) + (16 * 0.85) + (1 * 0.35) = 23.951s,2s,2p 3s,3p,3d 4sZ* = Z - S Z* = 28 – 23.95 = 4.05

Elementlerin Periyodik ÖzellikleriElementlerin atoma özgün bazı özellikleri, atom numarasıyladüzenli değişiklikler sergiler. Atom büyüklüğü, atomdan elektronuzaklaştırılması ya da atoma elektron eklenmesi ile ilgili enerji buözelliklerdendir. Elementlerin periyodik özellikleri olarak bilinen buözellikler, elementler veya bileşikleri ile ilgili bazı gözlemlerinaçıklanmasında sıkça kullanılır. Bu özelliklerdeki değişimin bilinmesi,kimyasal ve yapısal davranışların öngörülmesinde kimyacıya yetenekkazandırır.Atom YarıçapıBir elementin fiziksel ve kimyasal özelliklerini belirleyenetmenlerden biri de atomun büyüklüğüdür.

Kuantum kuramı, çekirdek çevresinde belirli bir uzaklıktan sonraelektron yoğunluğunun giderek azaldığını ve sonsuz uzaklıkta sıfırolduğunu belirtmektedir. Dolayısıyla yalıtılmış bir atomun büyüklüğündensöz etmek anlamsızdır. Bu nedenle atom yarıçapları çoğunlukla, birbirinebağlı atomların çekirdekleri arasındaki uzaklık ölçülerek hesaplanır.Metalik bir elementin metalik yarıçapı, katı haldeki en yakın iki komşuatomun çekirdekleri arasındaki deneysel uzaklığın yarısı olarak tanımlanır.Benzer şekilde ametalik bir elementin kovalent yarıçapı, bir moleküldekiaynı elementin komşu atomlarının çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıolarak tanımlanır. Metalik ve kovalent yarıçapların ikisine birden atomyarıçapı denir.

azalırr artar

Atom yarıçapı artan atom numarası ile periyodik değişmelergösterir. Atomda etkin çekirdek yükünün artması, çekirdeğin değerlikelektronlarını çekme gücünü arttıracağından atom yarıçapının küçülmesineneden olur.1. Periyotlar çizelgesinin bir sütunu içerisinde aşağıya doğru inildikçe atomyarıçapı artar. bunun nedeni, baş kuantum sayısı arttığı halde, etkinçekirdek yükünün büyük ölçüde artmamasıdır. Çünkü son elektron yeni birkabuğa konur ve iç kabuktaki elektronların bu yeni elektron üzerine etkinbir perdeleme uygulaması söz konusudur.

2. Periyotlar çizelgesinin yatay sırası boyunca sağa gidildikçe atomyarıçapı küçülür. Bunun nedeni baş kuantum sayısı aynı kaldığı haldeçekirdek etkin yükü artmaktadır. Çünkü yeni elektron aynı kabuğaeklenmekte ve aynı kabuktaki elektronlar bu yeni elektrona etkin birperdeleme yapamamaktadır.Atomların üzerindeki elektrik yükü de atom çapını etkiler.Beklendiği gibi aynı bir element için yarıçap, katyon

Đyonlaşma EnerjisiGaz fazında bulunan temel haldeki bir atomdan bir elektronunkoparılarak yine gaz fazda temel haldeki 1+ yüklü iyonunun oluşturulmasıiçin gereken enerjiye birinci iyonlaşma enerjisi (ĐE 1) denir.n = ∞ orbitalin sonsuz uzaklıkta olması anlamında olduğundan buorbitaldeki bir elektron çekirdekten tamamıyla koparılmış durumdadır. Bunedenle iyonlaşma enerjisi, elektronun bulunduğu orbitalin enerjisi ile n =∞ orbitalinin enerjisi arasındaki farka eşittir. Đyonlaşma hep ısı alan birolaydır ve iyonlaşma enerjisi daima artı (+) işaretlidir. 1+ yüklü iyondanelektron koparmak için gereken enerjiye atomun ikinci iyonlaşma enerjisi(ĐE 2) denir.

Atom büyüklüğü konusunda tartışılan etkenler, iyonlaşma enerjisiiçin de geçerlidir. Elektronun bulunduğu orbitalin baş kuantum sayısı n’inbüyük olması elektronun uzakta olması veya çekirdek tarafından küçük birkuvvetle çekilmesi anlamında olacağından iyonlaşma enerjisinin küçükolmasına neden olur. Etkin çekirdek yükünün büyük olması durumundaelektron çekirdek tarafından büyük bir kuvvetle çekileceğinden iyonlaşmaenerjisi büyük olur.

Buna göre periyotlar çizelgesinin her grubunda aşağı doğruinildikçe iyonlaşma enerjisi küçülür, periyotlar boyunca soldan sağa doğruilerledikçe büyür. Đyonlaşma enerjisinin periyotlar boyunca artması düzenlideğildir. Bunun nedeni yarı dolu alt kabukların orbitallerinde paralel sipinlielektronların bulunmasının atomun kararlılığını arttırmasıdır. Pauli ilkesinegöre paralel sipinli elektronlar birbirinden uzakta olmalıdır. Bununsonucunda elektronlar arası itme kuvveti küçülür ve atom kararlılık kazanır.Böyle atomlardan elektron koparmak güçtür.Sonuç olarak eşleşmemiş elektronların sayısının büyük olmasıhalinde iyonlaşma enerjisi büyük olur. Aufbau ilkesine aykırılık gösterenkrom ve bakırın elektron dizilişlerinin açıklanmasına bu etki yardımcıolur. Ayrıca azot atomunun iyonlaşma enerjisinin kendisinden sonra gelenoksijen atomununkinden büyük olması bu etki ile açıklanabilir.

En dış alt kabuğun tam dolu olması halinde atom kararlılık kazanır.Bu kararlılık yarı dolu alt kabuğun verdiği kararlılıktan daha büyüktür.Dolayısıyla alt kabuğu dolu olan atomların birinci iyonlaşma enerjisi deyüksek olur.Đyonlaşma olayında enerjisi en yüksek olan elektron koparılır.Çünkü bu elektronu koparmak için gereken enerji en küçüktür.

Elektron ĐlgisiGaz fazındaki bir atom veya iyona bir elektron eklendiği zamanaçığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.Elementlerin birinci elektron ilgileri, iyonlaşma enerjilerindeolduğu gibi, periyotlar çizelgesinin gruplarında aşağı doğru inildikçe azalır.Ancak ikinci grup elementleri aykırı davranmaktadır. Bunun nedeni, atomyarıçaplarının küçük, elektronlar arası itme kuvvetlerinin büyük olması vedolayısıyla elektron katılmasının güç olmasıdır.

ElektronegatiflikBir moleküldeki atomlar elektronları farklı derecede kendilerinedoğru çeker. Bazıları diğerlerine oranla bağ elektronlarını daha fazlakendine doğru çeker. Atomların elektronları kendine doğru çekme gücüelektronegatiflik kavramı ile belirlenir. Elektronegatiflik, bir atomunmoleküldeki bağ elektronlarını kendine doğru çekme gücü olaraktanımlanır.Bir elementin elektronegatifliği, bu element atomunun bir bileşikteelektronları kendine doğru çekme kuvvetidir ve χ (ksi) sembolü ilegösterilir. Bir atomun elektron kazanma eğilimi büyükse çok elektronegatifolduğu söylenir. Elektron kaybetme eğilimi varsa elektropozitif olduğusöylenir.

Elektronegatiflik, bir bağı oluşturan atomların her birinin; Bağelektronlarını çekebilme gücünü ifade eder. Tek başına atomun elektronalma eğilimi elektronegatiflik değil, elektron ilgisidir. Elektron ilgisi, nötr1 mol atomun, 1 mol elektron aldığında açığa çıkan enerjidir ve ölçülebilirbir enerji formudur. (J, Cal) Elektronegatiflik ise, elektronları çekme gücüen fazla olan Flor atomu baz alınarak, atomların birbirlerine göre güçleriniifade eder. Doğrudan ölçülebilir bir büyüklük değildir, birimi yoktur

X artarX azalır

Pauling Elektronegatifliği:En geniş ölçüde kullanılan tanımdır. Bu elektronegatiflik bağoluşum enerjilerine ilişkin kavramlara dayanır. Pauling bağ enerjilerindengözlenen farklılıklardan çok sayıda elementin elektronegatiflikleriarasındaki farkı hesaplamış ve bu verilere uyum sağlaması amacıylaperiyotlar çizelgesinin 2. periyodundaki elementlere elektronegatiflikdeğeri vererek çok sayıda element için elektronegatiflik değerihesaplamıştır.

Muliken ElektronegatifliğiAtom özelliklerine dayalı bir tanım Muliken tarafındanönerilmiştir. Muliken’e göre, bir atom yüksek iyonlaşma enerjisi ve yüksekelektron ilgisine sahipse, bir bileşiğin bileşeni haline dönüştüğündeelektron kazanır. Dolayısıyla yüksek elektronegatifli olarak sınıflandırılır.Tersine, hem iyonlaşma enerjisi hem de elektron ilgisi düşükse, bu atomelektron kaybetme eğilimi sergiler, dolayısıyla elektropozitif olaraksınıflandırılır.

Allred-Rochow ElektronegatifliğiBu tanım bir atom yüzeyindeki elektrik alanıyla belirlenenelektronegatiflik görüşüne dayanmaktadır. Atomdaki bir elektron etkinçekirdek yükünün etkisi altındadır. Kovalent yarıçapı r olan bir atomunyüzeyindeki Coulomb potansiyeli Z * /r ile; elektrik alanı ise Z * /r 2 ile doğruorantılıdır.