ATOM VE ELEKTRİK MADDE VE ELEKTRİK YÜKÜ

Transkript

1 ATOM VE ELEKTRİK MADDE VE ELEKTRİK YÜKÜ Statik elektrik, yüzey atomlarındaki elektron kaybı ya da kazancıdır. Bir cisim elektrikle yüklendiğinde; yük, atom ya da cisim üzerinde bir elektron birikimi ya da elektron kaybı şeklinde kendini gösterir. Elektrik birikiminde negatif yük, elektron kaybında pozitif yük oluşur. Elektriksel olarak yüksüz olan cisimler eşit sayıda pozitif ve negatif parçacığa sahiptir. Elektriklenmede rol oynayan temel parçacık elektrondur. Durgun elektrik üzerine ilk çalışmalar M.Ö. VI. Yüzyılda yaşamış olan yunan filozof Thales tarafından yapılmıştır. Thales, kehribarı hayvan postuna sürüp saman ve kağıt parçalarına yaklaştırdığında, bunları çektiğini gözlemlemiştir. İngiliz bilim insanı William Gilbert bu özelliğin yalnız kehribara ait bir özellik olmadığını ileri sürmüştür. Gilbert, cam ve plastik gibi maddelerin de yünlü ve ipekli kumaşlara sürüldükleri zaman saman ve kağıt parçalarını çektiğini kanıtlamıştır. Bu olayların ve yağmurlu havalarda şimşek çakmasının, yıldırım düşmesinin nedeni durgun elektriktir. Sürtünme sonucu elektriklenme ile ilgili deneyler yapan Benjamin Franklin yüne sürtünerek elektriklenmiş kehribar taşlarının ve ipek kumaşa sürtülen cam çubuğun birbirini ittiğini tespit etmiştir. Franklin, ipek kumaşa sürtülen cam çubuğun yüküne artı(+) elektrik yükü, yünlü kumaşa sürtülen ebonit çubuğun yüküne ise eksi(-) elektrik yükü demiştir. Aynı tip durgun elektrik yüküne sahip cisimler birbirlerini iter, zıt durgun elektrik yüküne sahip cisimler birbirini çeker. İtme ya da çekme kuvveti, yüklü cisimlerin sahip oldukları yük miktarına bağlıdır. ELEKTROLİZ DENEYLERİ VE FARADAY YASALARI Bileşiklerin sulu çözeltilerinden elektrik akımı geçirildiğinde yapının değişikliğe uğradığını deneysel olarak göstermiştir. Michael Faraday, elektrğin maddeler üzerindeki etkisini incelediği elektroliz deneyleri ile bir elementin çeşitli bileşiklerinin çözeltilerine elektrik akımı uygulamış ve elektrotlarda elementler elde etmiştir. Elektrik enerjisi kullanarak gerçekleştirdiği deneyler sonucunda bir bileşiği kendini oluşturan elementlerine ayırmıştır. Birinci Faraday Yasası : Elektrotlarda açığa çıkan madde kütleleriyle elektroliz devresinden geçen akım miktarı doğru orantılıdır. 1 mol elektron akımı( 1 Faraday, Coulomb elektrik yükü), 1 eşdeğer gram madde çıkarır. İkinci Faraday Yasası : Devreden belirli bir miktar elektrik akımı geçirildiğinde, indirgenerek ya da yükseltgenerek ayrılan farklı elementlerin kütlelerinin bağıl atom kütlelerine bölünmesiyle elde edilen sayılar ya birbirine eşit ya da basit tam katıdır. Seri bağlı elektroliz kaplarında katotlarda toplanan eşdeğer gram sayıları eşittir. AgNO3 çözeltisi elektroliz edildiğinde katotta toplanan gümüş metalinin miktarı belirlenerek elektroliz düzeneğinden geçen elektrik yük miktarı coulomb( C ), olarak hesaplanır. AgNO3 çözeltisinden 1,118 mg Ag açığa çıkaran elektrik yükü miktarı 1 C'dur. Faraday deneyleri, atomların ya tümüyle elektrik yüklerinden yapıldığını ya da başka türlerin yanında kesinlikle elektrik yüklerini de içerdiğini göstermektedir. Ayrıca elektriğin bölünemeyen küçük taneciklerden meydana geldiğini ve bu taneciklerin atomun yapısında bulunduğunu ifade etmektedir. Elektrük yükü parçacıklar halinde taşınmaktadır. Bu yük parçacığının sayısı, atomun türüne göre değişebilir. Ancak parçacığın türü bütün atomlar için aynıdır. Elektriklenme sonucu maddelerin elektrik ile yüklenmesi ve elektroliz deneyleri Dalton Atom Modelindeki atomun berk ve bölünmez bir küre olduğu görüşünü çürütmüştür. 1

2 ELEKTRONUN KEŞFİ Faraday ın çalışmalarına dayanarak George Stoney atomlarda elektrik yüklü birimlerin bulunduğundan söz etti ve bunlara elektron adının verilmesini önerdi. Elektronların varlığı ilk olarak William Crooks tarafından bulundu. Crooks tüpleri olarak bilinen vakumlu tüp içerisinde gazların elektrik akımı ile etkileştiğini belirledi. Crooks tüpünde havası boşaltılmış bir cam borunun iki ucuna bir doğru akım üreteci bağlamış, elektrotlar arasına yüksek gerilim uygulandığında tüpün negatif ucundan(katot) çıkan ışının, pozitif ucuna(anot) gittiğini görmüştür. Bu ışınlara katot ışınları adını vermiştir. Daha sonraki araştırmacılar, katot ışınlarının tüp içerisinde bir doğru boyunca yol aldıklarını ve katotun yapılmış olduğu maddeye bağlı olmadıklarını bulmuşlardır. Crooks tüpü günümüzde katot ışınları tüpü olarak adlandırılır. J. J. Thomson 1897 yılında katot ışınlarının karakterini açıklamak için, ışınların elektriksel ve manyetik alanlardaki davranışlarını inceledi ve şu sonuçlara ulaştı: 1. Işınlar tanecikli yapıdadır. Elektriksel alanda (+) plaka tarafından çekilmekte, (-) plaka tarafından itilmekte olduklarından yükleri negatiftir. Negatif yüklü bu taneciklere elektron denir. 2. Negatif yüklü bu tanecikler boşalma tüpünde bulunan elektrotların ve gazın cinsine bağlı değillerdir. Öyleyse tüm maddelerin yapısında elektron bulunmaktadır. 3. Elektronun yükünün kütlesine oranı(e/m), 1,789x10 8 C/gram dır. 2

3 Robert Millikan, yılları arasında bir dizi yağ damlası deneyi yaparak elektron yükünü hesaplamıştır. Millikan deneyinde, paralel metal levhalar arasına küçük yağ damlacıkları göndermiş ve bu yağ damlacıklarının yayılması sonucunda üst levhadaki delikten bazı yağ damlacıklarının aşağı inmesini gözlemlemiştir. Delikten geçen yağ damlacıkları üzerine alt taraftan X-ışınları gönderdiğinde, X ışınları havadaki gaz moleküllerine çarparak elektron koparmış ve bu elektronlar yağ damlacıkları tarafından tutulmuştur. Eksi yüklenen yağ damlacıkları elektrik akımı uygulanan ve eksi yüklenmiş olan alt tabakaya yaklaşırken yavaşlamış, durmuş ya da yukarıya doğru hareketlerine devam etmişlerdir. Elektrik yüklü plakalar arasına gelen damlaların hızı ya artmış ya da azalmıştır. Hızın nasıl değişeceği damlacıklar üzerindeki yükün büyüklüğüne ve işaretine bağlıdır. Damlacığın düşüşünü durdurmak için levhalara uygulanan gerilim bilinirse, her damla üzerindeki yük miktarı hesaplanabilir. Millikan, çok sayıda damlacığın davranışını inceleyerek elde ettiği sonuçlardan hareket etmiş ve bu damlacık üzerindeki yük büyüklüğünün, elektron yükünün katları olduğunu bulmuştur. Elektronun yükü Millikan'ın yağ damlacıkları deneyi sonucunda 1,602x10-19 C olarak tespit edilmiş ve bu değer e/m denkleminde yerine konulduğunda bir elektronun kütlesi 9,11x10-31 kg olarak bulunmuştur. Kanal Işınları ve Protonun Keşfi 1900 lü yılların başlarında, atomların elektron içerdiği ve elektriksel olarak yüksüz oldukları bulunmuştu. Atomların elektriksel açıdan yüksüz olabilmeleri için, yapılarındaki artı ve eksi yüklerin eşit olması gerekiyordu. Katot ışınlarını oluşturan tanecikler eksi yüklüdür ve elektron olarak adlandırılır. Bu elektronlar katot tüpündeki elektrik enerjisi ile gaz atomlarından koparılan elektronlardır. Bu elektronun koptuğu tanecikler ise artı yüklü iyonlardır. Oluşan artı yüklü iyonlar eksi yüklü elektrota(katot) doğru hareket ederler. Bu iyonlar katot tarafından çekilir ve bir kısmı deliklerden geçerek tüpün yüzeyine çarpar. Pozitif ışınlar ya da kanal ışınları adı verilen bu artı yüklü iyon demetleri ilk defa 1886 da Eugen Goldstein tarafından araştırılmıştır. Goldstein, Crooks tüpleri ile yaptığı deneylerde, katottan anota doğru hareket eden katot ışınlarının dışında anottan katota doğru hareket eden pozitif iyonların da ışıma yaptığını gördü. Pozitif ışınların elektrik ve magnetik alanların etkisinde sapmaları ise Wilhelm Wien ve J.J. Thomson tarafından araştırıldı. Artı yüklü iyonlar için e/m değerlerinin saptanmasında, katot ışınlarının incelenmesinde kullanılan yöntemin hemen hemen aynısı kullanıldı. Thomson, kanal ışınları ile yaptığı deneyler sonucunda elde ettiği verilere göre, nötr atomlarda elektronu dengeleyecek sayıda artı yüklü taneciklerin bulunması gerektiğini düşündü. Tüplerde değişik gazlar kullanıldığında, artı iyonların yük/kütle oranlarının farklı olduğunu belirledi. Bu oran katot ışınlarındaki gibi farklı tür atomlar için aynı çıkmadığına göre, kütlesi küçük olan pozitif iyonun yük/kütle oranı, kütlesi büyük olan pozitif iyonların yük/kütle oranından büyük çıkmalıdır. Yaeneysel çalışmalar sonucunda en küçük kütleye sahip olan H + iyonunda yük/kütle oranının diğer atomların yük/kütle oranına göre en büyük olduğu bulunmuş ve bu değer, Yük/Kütle = 9,5791x10 7 C/kg olarak hesaplanmış ve en küçük iyon olan H + iyonuna proton adı verilmiştir. Yapılan hesaplamalar sonucunda protonun yükü, elektronun yüküne eşit, ancak zıt işaretli bulunmuştur. Proton yükü = 1,6022x10-19 C Rutherford, 1918 yılında artı yüklü alfa taneciklerini azot, flor, sodyum, aluminyum, fosfor ve bor elementlerine göndererek yaptığı çalışmalarda hepsinin de H + iyonuna eşit pozitif tanecikler saçtığını belirledi. Böylece proton adı verilen taneciğin her madde için ortak olduğunu belirledi ve proton keşfedilmiş oldu. 3

4 Atomdaki Proton Sayısının Tespiti Farklı gazlarla yapılan deneylerde kanal ışınlarının yük(e)/kütle(m) oranlarının farklı olması her bir elementin taşıdığı proton sayısının farklı olması anlamına gelmektedir. Henry Moseley yılları arasında elementlerin atom numaralarına yönelik yaptığı çalışmalarda X-ışınlarını kullanmıştır. X- ışınları görünür ışıktan daha yüksek enerjiye sahip elektromanyetik ışınlardır. X-ışınları çeşitli dalga boylarındaki bileşenlere ayrılabilir ve bu şekilde elde edilen çizgi spektrumları da fotografik olarak kaydedilebilir. Moseley, 1912 yılında yaptığı çalışmalarda yüksek hızlı elektronlar ile bombardıman edilen atomların X-ışınları yaydığını gözlemledi. Atom numaraları 13 ile 79 arasında olan 38 elementin herbirinin kendine özgü ve atom kütlesi arttıkça, yayınlanan X-ışınının frekansında artış olduğunu belirledi. Her element için o elemente karşılık gelen karakteristik spektrum çizgisini kullanan Moseley, elementin atom numarası ile çizgi frekansının karekökü arasında doğrusal bir ilişki olduğunu buldu. Böylece Moseley, X-ışınları spektrumuna dayanarak elementlerin atom numaralarını doğru olarak tahmin etti. Böylece o tarihe kadar atom kütlelerine göre sıralanarak oluşturulan Mendelev in elementler tablosu değiştirildi ve elementlerin atom numaralarına göre sıralanmasıyla oluşturulmuş periyodik tablo geliştirildi. Nötronun Keşfi Atomun yapısındaki eksi yüklerin sayısı ile artı yüklerin sayısı nötr atomlarda eşittir. Bilim insanları tarafından yapılan çalışmalar sırasında element atomlarının çekirdeklerinde yer alan protonların toplam kütlesi ile atomun gerçek kütlesi arasında büyük farklılıklar vardır. Bu farklılık bilim insanlarını, atomun yapısında, sayısı proton sayısına yakın ya da genellikle daha fazla olan yüksüz bazı taneciklerin de bulunması gerektiği fikrine ulaştırdı. Yapılan deneylerde, bu taneciğin kütlesinin yaklaşık olarak bir protonun kütlesine eşit olduğunu gösterdi yılında Rutherford, gerçekleştirdiği deneylerde çekirdekte + yüklü taneciklerin yanında yüksüz taneciklerin de olabileceğini farketti yılında James Chadwich bazı çekirdek tepkimeleri üzerinde yaptığı araştırmalar sonucunda, çekirdekte protonlardan başka taneciklerinde bulunduğunu deneylerle belirledi. Çekirdekte bulunan bu taneciklerin herbirinin kütlesinin, bir protonun kütlesine yaklaşık eşit ve yüksüz olduklarını belirledi. Bunlara yüksüz anlamına gelen nötron adı verildi. ATOM MODELLERİNİN TARİHSEL GELİŞİMİ Maddenin yapısının nelerden oluştuğu, en küçük parçacığın yapısının nasıl olduğu insanların sürekli ilgisini çekmiştir. Zaman içerisinde maddenin ve atomun yapısı ile ilgili olarak bir çok fikir ileri sürülmüş, daha sonraki çalışmalarda oluşturulan fikirlerden hatalı olanlar düzeltilmiş ve yeni fikirler ortaya konmuştur. Atomun yapısı ile ilgili tarihsel gelişim içerisinde ortaya atılan fikirler aşağıda açıklanmıştır. Dalton Atom Modeli: John Dalton, elementlerden bileşik oluşması sırasında elementlerin sabit kütle oranları ile birleşmesinden yola çıkarak atomun yapısı ile ilgili şu fikirleri oluşturmuştur. 1. Elementler atom adı verilen içi dolu son derece küçük taneciklerden oluşurlar. Atomlar bölünemez. 2. Bir elementin atomları şekil, hacim ve kütle bakımından aynı, farklı elementlerin atomları ise farklıdır. 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. Kimyasal tepkimeler, yalnızca atomların birbirleri ile birleşmesi, birbirinden ayrılması ya da yeniden düzenlenmesinden ibarettir, atomların yok olması ya da oluşmasına yol açmaz. 4

5 Daha sonraki yıllarda yapılan bilimsel çalışmalarda Dalton un oluşturduğu atom modeli ile ilgili bulguların büyük oranda yanlış olduğu ortaya çıkmıştır. Faraday ın elektroliz deneyleri sonucunda maddenin elektriksel yapısı ile ilgili bazı sonuçlara ulaşılmış ve atomların daha küçük ve farklı özellikte tanecikler içerebileceği ve parçalanabileceği görüşü ortaya çıkmıştır. Faraday ın elektrik yükünün parçacıklar tarafından taşındığını ileri sürmesinden sonra 1897 yılında Thomson katot ışınları ile yaptığı deneylerde bu ışınların eksi yüklü elektronlardan oluştuğunu ispatlamıştır. J. J. Thomson Atom Modeli: Atomların eksi yüklü elektronların içinde yüzdüğünü, artı yüklü elektrikten meydana gelmiş küreye benzediğini ve atomun kütlesinin büyük kısmının bu artı yüklü elektriklerden oluştuğunu ileri sürdü. Thomson atom modeline göre eksi ve artı yükler atomun içinde dağılmış durumdadırlar. Atom düzenli bir şekilde dağılmış yük ve kütle yoğunluğundadır. 1. Atomlar (+) yükten oluşmuş kürelerdir. Elektronlar bu kürenin içine homojen dağılmışlardır. 2. Atom bir küre olduğuna göre yarıçapı yaklaşık olarak 10-8 cm'dir. nötrdür. 3. Atomda (+) yükü nötürleştirecek miktarda (-) yük bulunur. Atom 4. Elektronların kütlesi, atomun kütlesi yanında ihmal edilebilecek kadar küçüktür. 5. Atomun ağırlığını büyük ölçüde artı yükler oluşturmaktadır. Rutherford Atom Modeli: Rutherford, alfa taneciklerinin(pozitif yüklü tanecikleri) ince altın levhada saçılmalarını gözlemledi. Yaptığı deneyde dar bir aralıktan, paralel ve pozitif yüklü tanecikler demetini çok ince altın bir levhaya gönderdi. Sapmaya uğrayan taneciklerin dağılımını belirledi. Pozitif yüklü taneciklerin büyük bir kısmının levhayı hiç sapmadan veya küçük açılarla saparak geçtiğini tespit etti. Çok az sayıda tanecik geri dönme eğilimi gösterdi. Kinetik enerjileri çok büyük olan alfa taneciklerinin büyük sapmaya uğrayarak geriye dönmeleri güçlü elektriksel kuvvetin atom içinde çok küçük bir bölgeye(atom çekirdeğine) toplanmış olduğu gösterir. Thomson un atom modeli doğru olsaydı alfa parçacıklarının metal levhadan geçerken dağılmaması gerekirdi. Böylece Rutherford, Thomson atom modelinin geçerli olmadığını ispatlamış oldu. Rutherford çalışmaları sırasında çekirdekte pozitif taneciklere eş kütlede yüksüz tanecikler bulunduğundan da sözetmiştir. 1. Kütlenin büyük bir kısmı ve pozitif yükler atomun merkezinde toplanmıştır. Buna atom çekirdeği denir. (+) yüklü taneciklere ise proton denir. Pozitif yüklerin toplam kütlesi atomun kütlesinin yaklaşık yarısı kadardır. 2. Atom çekirdeğinin yarıçapı yaklaşık cm, atom yarıçapı ise 10-8 cm olduğundan atomun hacminin büyük bir kısmı boşluktur. Elektronlar bu boşluğa yayılmıştır. 3. Çekirdekteki pozitif yük miktarı bir elementin bütün atomlarında aynı, farklı elementlerin atomlarında farklıdır. 4. Atomun nötürlüğünü sağlamak üzere proton sayısına eşit sayıda elektron, çekirdek etrafında bulunur. 5

6 Rutherford atom modeli elektronun neden çekirdeğe düşmediğini açıklayamamıştır. Rutherford ve diğer araştırmacılar atom çekirdeğinde, başka bir atom altı taneciğin bulunması gerektiğini düşündüler yılında Chadwick ince bir berilyum levhasına alfa tanecikleri gönderdiğinde, berilyum metalinin alfa ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yaydığını gözlemledi. Daha sonraki deneyler, bu ışınların proton kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan nötr taneciklerdenoluştuğunu gösterdi. Chadwick bu taneciklere nötron adını verdi. ATOMUN YAPISI VE IŞIK Elektromanyetik dalgaların yapısının açıklanması ve atomun yapısı ile ilgili deneylerde bunların kullanılması oldukça önemli sonuçlara ulaşılmasını sağlamıştır. Kuantum kuramının daha iyi anlaşılabilmesi için,ışık ve dalgalar hakkında bazı temel kavramların bilinmesi gereklidir. Dalga, titreşim hareketi ile bir ortama aktarılan enerjiyi bir yerden başka bir yere ileten şekil değişikliğidir. Boşlukta elektromanyetik dalgalar dalga boyuna bakmaksızın aynı hızla hareket ederler. 3x10 8 m/s değerindeki bu hıza ışık hızı(c) denir. Dalga hızı, dalganın türüne ve bulunduğu ortama bağlıdır. Ardışık dalgalarda, ard arda gelen iki tepe(maksimum) ya da iki çukur(minimum) noktalar arasındaki uzaklığa dalga boyu(λ) denir. Dalga boyunun birimi metredir. Bir dalganın frekansı(ν), belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Frekans birimi 1/sn ya da Hertz dir(hz). Dalga genliği(yükseklik), dalganın orta noktasından tepe noktasına ya da çukur noktasına olan uzaklığıdır. Herhangi bir dalganın şiddeti genliğinin karesi ile doğru orantılıdır. Bir dalganın periyodu(t) bir tam dalganın oluşması için süredir. Birimi sn dir. Belli bir ışıma için dalga boyu ile frekansın çarpımı elektromanyetik dalgalar için ışık hızına eşittir. c = λ. ν Dalgalar, su dalgaları, ses dalgaları, ışık dalgaları gibi farklı türlerde olabilirler. Ses ve su dalgaları elektromanyetik dalgalar değildir. X-ışınları ve radyo dalgaları elektromanyetik dalgalardır. Enerjinin elektromanyetik dalgalar halinde yayılması ve ilerlemesine elektromanyetik ışıma denir. Bütün frekansları içeren elektromanyetik ışın dizisine elektromanyetik dalga spektrumu adı verilir. Elektromanyetik spektrumda çıplak gözle gördüğümüz tüm renkleri içeren ışınların oluşturduğu bölge görünür bölge olarak adlandırılır. Elektromanyetik spektrumda çok küçük bir bölge olan görünür bölge, nm(nanometre) aralığında dalga boyuna sahip ışınlardan oluşur. Mor ışık, görünür bölgenin en yüksek enerjili ve en küçük dalga boylu ışınıdır. Mor ışıktan daha küçük dalga boylu, yüksek frekanslı ışınlara mor ötesi ışınlar(uv) denir. Kırmızı ışık görünür bölgenin en düşük frekanslı ve en büyük dalga boylu ışınıdır. Kırmızı ışıktan daha büyük dalga boylu, dolayısıyla daha düşük 6

7 frekanslı ışınlara kızıl ötesi(ir) denir. Tek bir dalga boyundan oluşan ışığa monokromatik ışık(tek renkli), dalga boyu farklı dalgalardan oluşan ışığa polikromatik ışık(çok renkli) denir. Bilim insanları uzun yıllar boyunca ışığın dalga mı yoksa tanecik mi olduğunu tartışmışlardır. Sonuçta ışığın hem dalga hem de tanecik özelliği gösterdiği sonucuna varmışlardır. IŞIĞIN DALGA MODELİ Işığın dalga modelini destekleyen olaylar kırılma, yansıma, saçılma, kırınım ve girişim olaylarıdır. Işığın bu saydığımız dalga özellikli olayları fizik derslerinde ayrıntılı olarak işlenmektedir. Bir cisim üzerine düşürülen ışığın bir kısmı yansıyabilir, diğer kısmı ise cisim tarafından soğurulabilir. Bir madde içerisinden geçen ışık kırılmaya uğrayabilir. Bu iki olay ışığın tanecikler halinde yayılmasını açıklar. Kırılma olaylarının çoğunda ışın demetini oluşturan farklı dalga boylarındaki ışınların kırılma açıları farklı olacağından saçılma gerçekleşir ve farklı renklerde bir spektrum elde edilir. Işığın köşeli engellerin çevresinden bükülmesiyle kırınım olayı gerçekleşir ve bu olay yine dalga modeliyle açıklanabilir. Farklı ışınlar birbiriyle karşılaştığında ışığın girişim desenleri oluşturması da ışığın dalgalı yapıda olduğunun göstergesidir. Young deneyi ile Girişim olayının açıklaması Thomas young kendi adıyla anılan girişim deneyini gerçekleştirerek ışığın dalgalı yapıda olduğunu ıspatlamıştır. Young yapmış olduğu deney düzeneğinde, bir ışık kaynağından gelen ışığın önüne bir engel koyarak engel üzerine iki delik açmıştır. Böylece aynı kaynaktan gelen iki özdeş ışık kaynağı oluşturmuş ve ışığı iki delikten engelin arkasına geçirerek ekran üzerinde girişim desenleri oluşmasını sağlamıştır. İki delikten geçen ışınların oluşturduğu girişim desenleri şekildeki gibidir. Ekran üzerine gelen dalgaların tepe-tepe ya da çukur-çukur kısımları örtüşür ve o bölgelerde ışık şiddeti artar. Bu kısımlar aydınlık olarak gözlenir. Ekran üzerine gelen dalgalardan birinin tepesiyle diğerinin çukuru örtüşürse ekran üzerinde sönüm gerçekleşir ve karanlık bölgeler oluşur. Böylece girişim olayı sonucunda ışığın gönderildiği ekran üzerinde birbirini takip eden aydınlık ve karanlık bölgeler oluşur. 7

8 IŞIĞIN TANECİKLİ YAPISI Işığın gerçekleştirdiği siyah cisim ışıması ve fotoelektrik olay, ışığın dalga modeliyle açıklanamaz. Bu durum ışığın tanecikli bir yapıya sahip olabileceği düşüncesini ortaya çıkarmıştır. Max Plank ışık enerjisinin belirli büyüklükteki paketler(kuantum) halinde alınıp verileceği sonucuna ulaşmış ve kuantum teorisinin gelişmesini sağlamıştır. Albert Einstein ise ışık hızı ile hareket eden bu parçacıkları foton olarak adlandırdı. Siyah Cisim Işıması Üzerine düşen ışığın tamamını soğuran cisimlere siyah cisim adı verilir. İdeal bir siyah cisim, bütün elektromanyetik ışımaları soğurarak ışımayı yansıtmaz veya geçirmez.isıtılan siyah bir cismin bulunduğu ortamdan dışa açılan küçük bir delikten yaptığı ışımanın maddenin cinsine bağlı olmadığı, cismin sıcaklığına bağlı olduğunu göstermiştir. Oda sıcaklığındaki bir siyah cisim gözle görülmeyen kızıl ötesi ışınlar yayar. Sıcaklık sürekli artırıldığında cisim sırasıyla kırmızı, turuncu, sarı, beyaz ve mavi görünür bölge ışıması yapar. Cisim ısıtılmaya devam edildiğinde mor ötesi elektromanyetik ışımalar oluşur. Siyah cisim ışıması, ışığın yalnızca tanecik modeli ile açıklanabilmektedir. Planck Sabiti ve Kuantum Teorisi Sıcaklığı artırılan cisimlerin yaydığı ışığın rengi artış devam ettikçe değişmektedir. Sıcaklığı yeterince artırılan cisimler en son beyaz ışık yaymaya başlar. Bu olay enerjisi artan maddelerin yaptığı ışımalarda belirli bir dalga boyunda yayınlanan ışın şiddetinin belirli bir değerde maksimuma ulaştığını ve enerji verilmeye devam edildiğinde farklı dalga boyunda farklı bir ışın oluştuğunu gösterir.klasik fiziğe göre, elektromanyetik dalgaların enerjisi süreklidir ve ışık şiddeti arttıkça enerji de artmalıdır. Ancak siyah cisim ışımasında olduğu gibi klasik kuram bu durumu açıklamamaktadır. Btün bunlardan sonra Planck, kuantum teorisini ortaya koydu. Işıma enerjisi, ışımanın şiddeti sürekli artmadığından belirli büyüklükteki birimlerden oluşur. Bu enerji birimleri için kuantum kelimesi kullanılır. Farklı kuantumların enerji büyüklükleri de farklıdır. Planck herbir kuantum enerjisini hesaplamak için aşağıdaki bağıntıyı kullanmıştır(planck sabiti(h) = 6,63x10-34 J. s). Enerji(E) = Planck sabiti(h). Frekans(ν) E = h. ν Enerji kuantumlardan oluşur. Enerji maddeler tarafından kuantumlar halinde alınır veya verilir. Işık fotonlardan oluşan bir enerji akımıdır. Işındaki foton yoğunluğu arttıkça ışının da toplam enerjisi artar. Fotoelektrik Olay 8

9 Işık bir metal yüzeye çarptığında yüzeyden elektronlar uzaklaşırsa fotoelektrik etki(olay) meydana gelir. Fırlatılan elektronların enerjisi, dalga kuramına göre ışımanın şiddeti(genliği) ile orantılı olmalıdır. Yapılan gözlem ve ölçümler, elektronlarının enerjisinin ışımanın frekansı ile orantılı olduğunu göstermiştir. Bir metalden elektron koparabilmek için ışımanın belirli bir frekansa eşit veya daha yüksek frekansta olması gerekmektedir. Işımanın şiddetinin artırılması fırlatılan elektronların sayısını artırır fakat enerjilerini değiştirmez. Einstein, Planck'ın ortaya attığı kesikli ve belirli büyüklükteki enerji quantumlarının(fotonların) metal elektronları ile etkileşmesinin fotoelektrik olaya yol açtığını söylemiştir. Bir foton bir metal atomuna çarptığı zaman tüm enerjisini elektronlara verir. Fakat bir elektron koparması için minimum enerjiye sahip olması gerekir. ATOM SPEKTRUMLARI Elektromanyetik dalgalar bir ortamdan başka bir ortama geçerken kırılmaya uğrarlar. Prizmadan geçen beyaz ışığın kırılması ve değişik renklere ayrılması kırılmayı açıklamak için güzel bir örnektir. Dalga boyu uzun olan ışınlar daha az kırılırken, dalga boyu kısa olan ışınlar daha çok kırılır. Beyaz ışık prizmadan geçirildiğinde kırılmalar sonucunda kırmızıdan mora kadar bütün renkleri içeren kesintisiz bir spektrum oluşur. Buna sürekli spektrum adı verilir. Bu saçılma beyaz ışığın farklı dalga boylarındaki ışınlardan oluştuğunu gösterir. Yüksek enerjiler verilerek uyarılan atomlarda da ışımalar oluşur. Oluşan ışımanın dalga boyu ve frekansı elementin türüne göre değişir. Bu durumda elementlerin türüne göre farklı alev renkleri oluşur. Alevlerden oluşan ışımalar bir prizmadan geçirildiğinde ise, ışınların dalga boylarına ve frekanslarına göre kesik kesik çizgilerden oluşan kesikli spektrum veya çizgi spektrumu oluşur. Bu tür spektrumlar atomlar tarafından oluşturulduğu için atom spektrumu adını alır. 9

10 Soğutulan atomlar üzerine gelen ışık enerjisini soğurur. Bu nedenle bazı bölgeleri soğurulmuş ışık prizmadan geçirildiğinde bu şekilde elde edilen spektrumlara soğurma(absobsiyon) spektrumu denir. Farklı elementlerin oluşturduğu çizgi spektrumları karakteristiktir ve o elemente özgüdür. Buna göre bilinmeyen bir elementin çizgi spektrumlarına bakılarak türü belirlenebilir. Bir atomun ışıma ve soğurma spektrum çizgileri birebir aynı yerdedir. Rydberg Eşitliği Hidrojen atomunun spektrum çizgileri diğer atomların spektrum çizgilerine göre çok basittir yılında Johann Balmer tarafından hidrojen atomunun görünür bölge ışıma spektrumu çizgilerini açıklamak için geliştirdiği formül, Johannes Rydberg tarafından geliştirilerek, hidrojenin tüm ışımaları için geçerli olan ve kendi adıyla anılan Rydberg eşitliği oluşturuldu. [ ] n>2 Bu eşitlikteki "n" spektrumdaki çizgilere karşılık gelen bir tam sayıdır. "R" Rydberg sabiti olup değeri 1,0974x10 7 m -1 'dir. n = 3 alındığında dalga boyu 6,56x10-7 m (656,1 nm) bulunur. Bu sayı hidrojen spektrumundaki kırmızı çizgiye karşılık gelir. 10

11 Bohr Atom Modeli: Bohr atom kuramını hidrojenin yayınma spektrumuna ve Planck'ın kuantum kuramına dayandırarak geliştirmiştir. 1. Bir atomda bulunan her elektron çekirdekten ancak belirli uzaklıklarda küresel yörüngelerde bulunabilir. Her yörünge belirli enerjiye sahiptir. Bu yörüngelere enerji düzeyleri de denir. Yörüngelerin ortak merkezi çekirdek olup yörüngeler K, L, M, N, O gibi harflerle gösterildiği gibi 1, 2, 3, 4, 5 gibi rakamlarla da gösterilebilir. Çekirdek çevresinde dairesel bir şekilde hareket eden elektronların açısal momentumları ancak belirli değerler alabilir(nh/2π).en düşük enerji düzeyi 1 olmak üzere her enerji düzeyi bir tamsayı ile belirlenir ve genel olarak n ile gösterilir. (n= 1, 2, 3,.., ) 2. Bir atomun elektronları en düşük enerji düzeyinde bulunmak ister. Bu düzeye temel hal düzeyi denir. Madde ısıtıldığında atomlarındaki elektronlar daha yüksek enerji düzeyine geçer. Bu durumdaki atomlar uyarılmış haldedir. 3. Yüksek enerji düzeyinde bulunan elektron düşük enerji düzeyine inerse aradaki enerji farkına eşit enerjide ışın yayılır. Elektron dış yörüngeden iç yörüngeye geçtiğinde (Ed - Ei) kadar enerji bir ışık fotonu şeklinde yayılır. Buna göre, E = h. ν h.ν = Ed - Ei = A. ( ) veya ν =. ( ) ya da = ( ) bulunur. h Planck sabiti olup değeri h = 6,626x10-34 J.s, A ise sabit bir sayı olup değeri 2,18x10-18 J'dur. = değeri 1,979x10 7 m -1 'dir. Bu değer Rydberg sabitinden %0,05 farklı olduğu için denklemi = R. ( ) şeklinde de yazabiliriz. Buradaki ni değeri 2 alınırsa eşitlik = R. ( ) şeklinde yazılır. Bu eşitliğe Balmer(Rydberg) eşitliği de diyebiliriz. (nd = 3,4,5,..) ν = 3,289x10 15 ( ) (nd = 3,4,5,6..) Elektron yüksek enerjili bir katmandan n = 1 katmanına inerse mor ötesi ışık(ultraviyole) şeklinde enerji yayınlanır. Lyman serisi adı verilen spektral seri oluşur. Elektron yüksek enerjili bir katmandan n = 2 katmanına inerse, geçişler görünür bölgede gerçekleşmiş olur ve Balmer serisi adını alır. Lyman serisinde Balmer serisine göre daha çok enerji açığa çıkar. Lyman serisindeki çizgilerin dalga boyları da Balmer serisindekinden daha kısadır. Yüksek enerji katmanından n = 3 katmanına olan elektron geçişleri ise kızılötesi bölgede spektrum çizgileri oluşturur ve Pashen serisi adını alır. Yüksek enerji katmanından n = 4 katmanına olan elektron geçişleri Brackett serisi, n = 5 katmanına olan elektron geçişleri ise Pfund serisi adını alır. 11

12 Bohr kuramı hidrojenin atom spektrumunu açıklamak için basit bir model oluşturmaktadır. Bu model aynı zamanda yapı olarak hidrojene benzeyen He + ve Li +2 tek elektronlu iyonlar için de kullanılır. Bu iyonlar için çekirdek yükü enerji düzeyi denkleminde; Z = atom numarası, n = Enerji seviyesi şeklinde ifade edilir. Bohr atom modeli elektronların belirli temel enerji seviyelerinde bulunduğunu ve her temel enerji seviyesinde belirli bir enerjisi olduğunu açıklamaktadır. Elektronlar bu enerji seviyeleri arasındaki geçişleri sırasında, üst enerji seviyelerine çıkıyorsa enerji soğurur; alt enerji seviyelerine iniyorsa ışıma yapar. Hidrojen ve hidrojen gibi tek elektronlu(he +, Li 2+ ) iyonlara uygulanabilen Bohr atom modeli çok elektronlu atomların spektrumlarını açıklamada yetersiz kalmıştır. Bohr atom modeli, elektronları belirli dairesel yörüngelerde döndüğünü öne sürmüş; ancak belirsizlik ilkesi elektronun dairesel yörüngede değil, üç boyutlu olarak yörünge dışındaki bölgelerde de hareket edebileceğini ortaya koymuştur. Belirsizlik ilkesine göre, elektronlar belirli yörüngelerde değil, bulunabilme olasılığının yüksek olduğu bölgelerde dolanabilmektedir. Bohr atom modeli elektronu tanecik olarak kabul ederek oluşturulmuş bir modeldir. Modern kuramda ise elektronun tanecik özelliği yanında dalga özelliği de gösterdiği kabul edilmiştir. De Broglie Dalga Boyu: Modern atom teorisinin gelişiminde, dalga mekaniğindeki gelişmelerin elektronun hareketine uygulanması önemli rol oynamıştır. De Broglie, Heisenberg ve SCHrödinger gibi bilim insanları modern atom kuramının gelişimi için önemli çalışmalar yapmışlardır. De Broglie, ışık ve maddenin yapısını dikkate alarak, maddesel taneciklerle bir arada kabul edilen dalgalara madde dalgaları adını vermiştir. Küçük tanecikler için madde dalgaları varsa elektron gibi taneciklerin demetleri de dalgaların özelliklerini taşımalıdır. Maddenin dalga özelliğinin geç bulunuşu çıplak gözle veya mikroskopla görülebilecek kadar büyük olan cisimlerin dalga boylarının gözlenemeyecek kadar kısa oluşundan gelir. De Broglie, Planck ve Einstein in enerji formüllerini birlikte kullanarak bu tür taneciklerin yaptığı dalganın boyunu veren bağıntıyı buldu. E = h. ν ve E = m. c 2 h. ν = m. c 2 λ = 12

13 Son durumda elde edilen bağıntıda ışık hızı yerine ışık hızına yakın hızda hareket edebilecek taneciklerin hızı v olarak yazıldığında de Broglie dalga boyu eşitliği elde edilir. λde Broglie = Thomson, Davisson ve Germer yaptıkları deneylerle elektronların da X-ışınları gibi kırınıma uğradığını bularak elektronların dalga boylarını ölçmeyi başarmışlardır. Davisson ve Germer, bir elektron kaynağından gönderilen elektronların nikel metalinden yapılmış hedefe çarparak, düşük enerjili hale geldikten sonraki saçılmasını incelediler. Bunun nedeninin ısıtılan metal plakadaki kristal örgülerin elektonun hareketinde kırınıma yol açması olduğunu düşündüler. Daha sonra Thomson tarafından metal levhalardan geçen elektronların girişime uğradığı ıspatlanmıştır. Heisenberg Belirsizlik İlkesi: 1920 li yıllarda Werner Heisenberg yapmış olduğu deneylerde elektronun konumu(x) ve hızı(v) gibi iki değişkeni incelerken ölçümlerde sürekli olarak bir belirsizlikle karşılaştı. Bu belirsizlik, ( ) ( ) şeklinde olmalıdır. Formülü irdelediğimizde Δx konumdaki değişimi ölçmeye çalıştığımızda eşitsizliği sağlamak için hızdaki değişim de (Δv) farklılaşarak belirsiz hale gelecektir. Bu belirsizlik Bohr atom modelinde verilen kesin elektron yörüngelerinin varlığını çürütür. Heisenberg'in belirsizlik ilkesine göre, a) elektronu gözlemlemek için uzun dalga boylu ışın kullandığımızda elektronun hızı ve konumundaki belirsizlik yüksek olur. b) kısa dalga boylu ışın kullandığımızda(yüksek enerji) hızdaki belirsizlik yüksektir. Kısa dalga boylu ışın kullanıldığında foton ile çarpışan elektrona enerji aktarılır ve hareket yönü değişebilir. Heisenberg'in belirsizlik ilkesi, bir taneciğin aynı anda konumunun ve hızının hassasiyetle ölçülemeyeceğini ortaya koyar. Dalga tanecik ikiliğinin sonucunun belirsizlik ilkesi olduğu anlaşıldığında Bohr atom modelindeki temel hatanın, bir elektronun tek boyutlu bir yörüngede bulunduğunu kabul etmek olduğu anlaşılmıştır. Atomun Quantum Modeli: Erwin Schrödinger, Heisenbergden bağımsız olarak yaptığı çalışmalarda, de Broglie hipotezinden ilham alarak tüm parçacıkların hareketinin hesaplanabileceği bir "dalga mekaniği" oluşturdu. Schrödinger bir kuvvet etkisi altında olan dalgaların nasıl oluşacağını ve gelişeceğini açıkladı. Bu açıklama tanecik yoğunluğunun dalga fonksiyonunun(ψ) karesi ile doğru orantılı olduğu yönündeydi. Bu da bize fotonun bulunma olasılığının en yüksek olduğu yerin, dalga fonksiyonunun karesinin değer olarak en yüksek olduğu yer olacağını açıklamaktadır. Hidrojen atomunun elektronunun bulunabileceği enerji düzeyi ve dalga fonksiyonları Schrödinger denklemi ile açıklanabilir. Enerji düzeyleri ve dalga fonksiyonları kuantum sayıları ile ifade edilir. Bohr atom modelinde elektronun bulunduğu yer için yörünge tanımlaması kullanılırken, kuantum mekaniğinde bunun yerine orbital tanımlaması kullanılır. Orbital, elektronun kuantum sayıları ile belirlenen dalga fonksiyonudur. Orbital bir matematik fonksiyonudur ve bu nedenle elektronun yerinin kesin olarak hesaplanması mümkün değildir. Ancak elektronun belirli bir uzay bölgesinde bulunma olasılığı hesaplanabilir. Bu olasılık ta fonksiyonun karesi ile doğru orantılıdır. Her orbitalin kendine özgü bir elektron yoğunluğu ve enerjisi vardır. Schrödinger'in bulmuş olduğu denklem de birden fazla elektronlu atomlar için tam bir açıklama getirememiştir. Daha sonra yapılan çalışmalarda bilim insanları Schrödinger in hidrojen için ortaya koyduğu dalga fonksiyonlarını kullanarak çok elektronlu atomların yapısını açıklamışlardır. Kuantum Sayıları: Elektronların atomda çekirdek etrafında hangi enerji düzeyinde bulunduğunu belirlemek için kuantum sayılarını bilmek gerekir. Bunlar sırasıyla baş kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı ve manyetik kuantum sayısıdır. Bu üç kuantum sayısı elektronların bulunma olasılığının en yüksek olduğu yerlerin ve bu yerlerdeki elektronların belirlenmesinde kullanılırken, spin kuantum sayısı ise elektronun davranışını belirlemede kullanılır. Baş Kuantum Sayısı: "n" harfiyle gösterilir. n bir veya daha büyük tam sayılar olabilir(n = 1, 2, 3, 4..). Baş kuantum sayısı elektron katmanının çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ile ilgilidir. n sayısının büyüklüğü elektronun çekirdeğe olan uzaklığı ve potansiyel enerjisi ile doğru orantılıdır. Baş kuantum sayısının belirttiği enerji seviyesine katman denir. Bu katmanlar 1, 2, 3,4. gibi sayılarla gösterilirken K, L, M.. gibi harflerle de gösterilebilir. 13

14 Açısal Momentum(İkincil) Kuantum Sayısı: "l" harfi ile gösterilir. Baş kuantum sayısı n'ye bağlı olarak n-1'e kadar bütün tam sayı değerlerini alabilir(l = 0, 1,2,3..,(n-1)). İkincil kuantum sayısı elektron bulutlarının şekillerini ve şekil farkı nedeniyle oluşan enerji seviyesindeki değişmeleri belirtir. Açısal momentum kuantum sayısı, baş kuantum enerji seviyelerinin de ayrıldıklarını gösterir. Meydana gelen bu enerji seviyelerine ikincil katman denir. İkincil katmanlar s, p, d, f gibi harflerle(orbital sembolleriyle) gösterilir. Bu harfler, l'nin her bir sayısal değerine karşılıktır. n = 1 olursa l, sadece 0(s) değerini alır. n = 2 olursa l, 0(s),1(p) değerlerini alır. n = 4 olursa l, 0(s), 1(p), 2(d), 3(f) değerlerini alır. Manyetik Kuantum Sayısı: ml ile gösterilir. İkincil katmanı oluşturan orbitaller uzayda çeşitli şekillerde bulunur. Bu orbitaller dış manyetik alanda etkileşerek çeşitli enerji seviyelerine ayrılır. Manyetik quantum sayısının değeri, açısal momentum quantum sayısının değerine bağlıdır. verilen l değeri için ml değeri 2l+1 kadar farklı değer alır. l = 0 olursa ml = 0 olur. l = 1 olursa ml = 3 olur. ml = -1, 0, +1 değerini alır(px, py, pz). l = 2 olursa ml = 5 olur. ml = -2, -1, 0, +1, +2 değerini alır.( ) Spin Kuantum Sayısı: Elektronların uzaydaki üç boyutlu hareketlerinin yanısıra bir de kendi eksenleri etrafındaki dönme hareketleri vardır. Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketi iki şekilde gerçekleşebilir. Birbirine göre zıt dönmeyi ifade eden spin quantum sayıları ms ile gösterilir ve iki farklı değer alır. Bu değerler ms = + ½ ya da ms = -1/2 şeklindedir. Spin quantum sayısı herhangi bir orbitalde yer alan elektronun kendi ekseni etrafındaki dönme yönünü belirtir. s orbitalleri: Tüm s orbitalleri küresel bir bulut şekline sahiptir ve çekirdekten uzaklaştıkça yoğunlukları azalır. s orbitali küresel simetriye sahiptir yani geometrik şekil merkezinde çekirdeğin bulunduğu bir küredir. p orbitalleri: baş kuantum sayıları(n) 2 ile başlar. n = 2 ve l = 1 olduğunda üç tane p orbitali(px, py, pz) vardır. Her üç p orbitali de şekil, büyüklük ve enerji bakımından aynıdır. Yalnızca elektronların bulutlarının yönlenmeleri farklidır. p orbitallerinde çekirdek merkezde olup, elektron yoğunluğu küresel değildir.elektronun bulunma olasılığının en çok olduğu yerler çekirdeğe yakın olan bölgelerdir. 14

15 d orbitalleri: n = 3 ve l = 2 olduğunda 5 farklı ml değerine sahip orbital vardır. Bu orbitaller şekilleri aşağıdaki gibidir. Bir atomdaki tüm 3d orbitalleri aynı enerjiye sahiptir. dir. Orbitallerin Atomların Elektron dizilişleri: Bir atomda yer alan her bir elektron dört kuantum sayısı ile gösterilebilir. Dolayısıyla elektronun bulunduğu katman ile birlikte dönme yönü de belirtilebilir. Bir atomda herhangi iki elektronun bütün kuantum sayıları aynı olamaz(pauli ilkesi). (Elektronlar aynı orbitalde bile olsalar spin quantum sayıları birbirinden farklı olmak zorundadır.) Aufbau Kuralı: Temel hal için geçerli olan bir kuraldır. Atomların temel haldeki elektron dizilişleri yazılırken en düşük enerjili orbitalden başlayarak elektronlar orbitallere yerleştirilir. Bu gösterim atomun en kararlı yapısının gösterimidir. 1. Orbitallerin enerjileri (n + l) değerinin artmasıyla yükselir(kletchkowski-madelung İlkesi). 1s < 2s < 3s < 4s 3s < 3p < 3d 4p < 5d 6s < 4f n + l = (n + l) değerlerinin aynı olması durumunda n sayısı büyük olan orbitalin enerjisi de yüksek olur. 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s n + l =

16 Orbitallerin enerji sıralaması yukarıda açıklanan kurallar kullanılarak aşağıdaki şekilde yapılır. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s n = l = n + l = Hund Kuralı: Elektronlar eş enerjili orbitallere birer birer yerleştirildikten sonra kalan elektronlar tek elektron içeren orbitalleri iki elektrona tamamlayacak şekilde yerleştirilirler. Elektron dağılımları yazılırken, orbital türü sembolünün önüne hangi enerji katmanında olduğu(baş quantum sayısı), sağ üst kısmına ise içerdiği elektron sayısı yazılır. 3 s 2 içerdiği elektron sayısı orbital türü Temel enerji düzeyi Bir atomda bulunan değerlik elektronları kimyasal bağların oluşumunda çok önemlidir. Baş grup elementleri için, en yüksek enerji seviyesindeki toplam elektron sayısına o atomun değerlik elektron sayısı denir. Bu elektronların bulunduğu orbitallere de değerlik orbitalleri denir. Geçiş elementlerinde ise, en yüksek enerji seviyesindeki elektronlar ile, en yüksek enerjili orbitallerde(d orbitali) bulunan elektronların toplamı değerlik elektron sayısını verir. Periyodik sistemde, aynı grupta yer alan elementlerin değerlik elektron sayıları birbirine eşittir. Bu nedenle aynı grupta bulunan elementler benzer kimyasal özellik gösterirler. Değerlik elektronları, tamamen dolmuş olan ve iç enerji seviyesinde olan merkez elektronların(çekirdek elektronların) haricindeki elektronlardır. Örnek: 14Si element atomunun merkezi elektronlarını ve değerlik elektronlarını elektron dizilimi üzerinde gösteriniz. Yanıt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 diziliminde birinci ve ikinci enerji seviyesindeki elektronlar orbitalleri tamamen doldurmuş ve içte kalmışlardır. Bu nedenle 1s 2 2s 2 2p 6 orbitallerinde yer alan elektronlar merkez(çekirdek) elektronlarıdır. En dıştaki 3s 2 3p 2 elektronları ise değerlik elektronlarını verir. Bu durumda Si'nin değerlik elektron sayısı 4'tür. 16

17 Örnek: 22Ti element atomunun değerlik elektron sayısı kaçtır? Yanıt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 elektron diziliminde merkez elektronları 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 şeklinde dizilmiştir. Değerlik elektronlarını bulunduran orbitaller ise 4s 2 3d 2 şeklindedir. Bu nedenle Ti atomunun değerlik elektron sayısı 4'tür. Örnek: 32Ge elementinin değerlik elektron sayısını bulunuz. Yanıt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 elektron diziliminde merkez elektronları 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 şeklinde dizilmiştir. Değerlik elektronlarını bulunduran orbitaller ise 4s 2 4p 2 olduğu için değerlik elektron sayısı 4'tür. Atom numarası 1'den 10'a kadar olan elementlerin elektron dizilimleri ve orbital şemaları aşağıda gösterilmiştir. Soy gazların elektron dağılımlarından yararlanılarak diğer atomların elektron dizilimleri daha kısa olarak yazılabilir. Örneğin 20Ca atomunun elektron dizilimi, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 yerine, kendisinden bir önce gelen soygazın sembolü kullanılarak [18Ar]4s 2 şekilnde yazılabilir. Atom numarası 11'den 18'e kadar olan elementlerin orbital gösterimleri, elektron dizlimleri ve soygazlarla gösterilen elektron dizilimleri aşağıdaki gibidir. 17

18 Bir atomun elektron dizilişindeki en son orbitalin tam dolu ya da yarı dolu olması atoma küresel simetrik(s 1, s 2, p 3, p 6, d 5, d 10 gibi) durum kazandırır. Bu durumdaki atom daha kararlıdır. Çünkü küresel simetri gösteren atomlarda elektronlar çekirdek tarafından simetrik çekilirler. Simetrik çekilen elektronu koparmak için fazla enerji gerekir. 7N atomu yarı küresel simetrik, 10Ne atomu ise tam küresel simetriktir. Örnek: Atom numarası 24 olan Cr elementinin elektron diziliminin [Ar] 4s 2 3d 4 şekilnde sonlanması gerekir; ancak Cr atomu küresel simetri özelliği gösterir. Elektron diziliminin [Ar] 4s 1 3d 5 şeklinde olduğu görülür. Değerlik elektronlarının her biri, bir değerlik orbitaline girmiş ve elektronlar bu durumda daha kararlı bir yapı oluşturmuşlardır. Aynı durum atom numarası 29 olan Cu elementi içinde geçerlidir. Elektron diziliminin [Ar] 4s 2 3d 9 olması gerekirken küresel simetri özelliğinden dolayı elektron dizilimi [Ar] 4s 1 3d 10 şeklinde olmuştur. Oluşan yeni dizilim bakır atomlarının elektronlarının bir önceki duruma göre, çekirdek çevresinde daha dengeli dolaşabildiklerini ve atomların daha kararlı bir yapıya kavuştuklarını gösterir. Elektronların orbitallere dolum sırasında son orbitale göre periyodik cetvel bloklara ayrılır. Periyodik cetvelin sol tarafındaki ilk iki sütun elektron dizilimleri ns 1 (alkali metaller) ve ns 2 (toprak alkali metaller) ile biten elementleri barındırdığı için s bloğu olarak adlandırılmıştır(hidrojenin elektron dizilimi 1s 1 olmasına rağmen alkali metal değil ametal, Helyumun elektron dizilimi de 1s 2 olmasına rağmen toprak alkali metal değil, soygazdır). Periyodik cetvelin sağ tarafında yer alan altı sütun ns 2 np 1 (toprak metalleri), ns 2 np 2 (karbon ailesi), ns 2 np 3 (azot ailesi), ns 2 np 4 (kalkojenler), ns 2 np 5 (halojenler), ns 2 np 6 (soygazlar) şeklinde elektron dizilimine sahip olduğu için p bloğu olarak adlandırılır. ns a np b dizilimindeki a+b toplamı değerlik elektron sayısını ve baş grup elementleri için grup numarasını verir. Değerlik elektron sayısı 3 olan baş grup elementi 3A grubundadır. Elektron dizilimleri s ve p ile biten elementler A grubu, elektron dizilimleri d ve f ile ibtenler ise B grubunda bulunurlar. Geçiş elementleri(elektron dizilimleri d ile bitenler) d bloğunda yer alırlar. Lantanitler ve aktinitler(elektron dizilimleri 4f ve 5f ile bitenler) f bloğunda yer alırlar. s bloğunda(bir tane s orbitali 2 elektron alır) iki kolon, p bloğunda( 3 tane p orbitali 6 elektron alır) 6 kolon, d bloğunda( 5 tane d orbitali 10 elektron alır) 10 kolon ve f bloğunda( 7 tane f orbitali 14 elektron alır) 14 kolon bulunur. Kolon sayısı ve orbital türlerinin alacakları elektron sayıları arasında doğrudan bir ilişki vardır. Baş grup elementlerinden herhangi birinin değerlik elektron sayısı, o grubun grup numarasına eşittir(he hariç). Örneğin 5A grubunda bulunan bir elementin değerlik elektron sayısı da 5'tir. Periyodik cetveldeki yatay sıralara verilen numaralar(periyot numarası), o elementin baş kuantum sayısına eşittir. Periyodik tablo 4 bloğa bölünmüştür. Bloklar s, p, d, f bloklarıdır. Aşağıda bloklarla oluşturulmuş bir periyodik cetvel görülmektedir. 18

19 Aşağıda periyodik cetvelin elementlerin çeşitli özellikleri de içerecek şekilde düzenlenmiş bir yapısı görülmektedir. İyonların Elektron Dizilimleri İyonik bileşiklerde 1A grubundan 3A grubuna kadar olan elementlerde artı yüklü iyonların(katyon) oluştuğu ve yükün o elementin grup numarasına eşit olduğu gösterilmişti(2a grubundaki Mg atomu Mg 2+ katyonunu oluşturur). 5A ile 7A arasında yer alan elementlerin ise iyon oluşturuken daha çok elektron aldıkları ve negatif yüklü iyon(anyon) oluşturduğu belirtilmişti. Elektron aldıklarında değerlikleri 8-grup numarası ile bulunuyordu. 1A, 2A ve 3A grubu elementleri elektron kaybederek, sırasıyla 1+, 2+, 3+ yüklü iyonlar oluşturur ve elektron dizilimlerini kendilerinden önce gelen soygaz atomunun elektron dizilimine benzetirler. 7A, 6A ve 5A grubu elementleri ise elektron kazanarak, sırasıyla 1-, 2-, 3- yüklü iyonlar oluşturur ve elektron dizilimlerini kendilerinden sonra gelen soygazın elektron dizilimine benzetirler(izoelektronik). Aynı elektron dizilimine sahip atom ya da iyonlar izoelektronik'tir Geçiş elementlerinin iyon oluşturmaları sırasında oluşturdukları iyonların elektron dizilimlerinin yazılmasında dikkat edilmesi gerekir. Geçiş elementlerinde ns ve (n-1)d alt kabuklarının(orbitallerinin) enerji değerleri birbirine çok yakındır. d orbitallerine elektronlar girdiğinde, çok az da olsa s orbitalinin enerjisi d orbitallerinin enerjisinden fazla olmaktadır. Bu fazlalık belirgin bir fazlalık değildir. 19

20 Bu nedenle geçiş elementleri katyon oluştururken, elektronlar her zaman öne ns orbitalinden verilir, daha sonra (n-1)d orbitallerindeki elektronlar verilmeye başlanır. Başka bir deyişle, geçiş elementlerinde, katyon oluşumu sırasında, elektron öncelikle en yüksek enerji seviyesindeki orbitalden verilir. Aşağıdaki örnekte Ni atomundan iki elektron koparıldığında oluşan Ni 2+ iyonunun elektron diziliminin nasıl yazıldığı görülmektedir. Örnek: 26Fe element atomunun ve demir atomunun oluşturduğu Fe 2+ ve Fe 3+ iyonlarının elektron dizilimlerini yazınız. Yanıt: 20

21 21

22 1. Bir yeşil ışığın dalga boyu 500 nm dir. Bu ışığın frekansını bulunuz. (c=3x10 8 m/s) 2. Bir yeşil ışığın dalga boyu 400 nm dir. Bu ışığın frekansını bulunuz. (c=3x10 8 m/s) 3. Frekansı 3x10 7 Hz olan elektromanyetik dalganın dalga boyunu metre cinsinden bulunuz. (c=3x10 8 m/s) 4. Frekansı 6x10 7 Hz olan elektromanyetik dalganın dalga boyunu cm cinsinden bulunuz. (c=3x10 8 m/s) 5. Frekansı 9x10 7 Hz olan elektromanyetik dalganın dalga boyunu nm cinsinden bulunuz. (c=3x10 8 m/s) 6. Dalga boyu 200 cm, frekansı 80 Hz olan dalganın hızını bulunuz. 7. Hızı 70 m/s ve dalga boyu 100 cm olan bir dalganın frekansını Hz cinsinden bulunuz. 8. Dalga boyu 4x10 5 nm olan bir fotonun enerjisini joule cinsinden hesaplayınız. (c=3x10 8 m/s, E = h.ν E = h., h = 6,63x10-34 J.s) 9. Enerjisi 2,21x10-21 J olan fotonun dalga boyunu nm cinsinden hesaplayınız. (c=3x10 8 m/s, E = h.ν E = h., h = 6,63x10-34 J.s) 10. Hidrojen atomunda En = -6,05x10-20 J değerinde bir enerji düzeyi bulunur mu? 11. Hidrojenin Lyman serisinde n = 3 ten n = 1 e geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h = 6,63x10-34 J.s) 12. Hidrojenin Lyman serisinde n = 4 ten n = 1 e geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h = 6,63x10-34 J.s) 13. Hidrojen atomunun enerji düzeyleri aşağıda verilmiştir. E5 = -8,72x10-23 kj E4 = -1,36x10-22 kj E3 = -2,42x10-22 kj E2 = -5,45x10-22 kj a) Elektronu E1 den E4 e çıkarmak için gerekli fotonun enerjisi kaç kj dur? b) Elektronun E5 ten E2 ye düşmesi sırasında yayılan fotonun enerjisi kaç kj dur? Fotonun dalga boyu kaç m dir? 14. Hidrojen atomunun Balmer serisinde n = 4 ten n = 2 ye geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h = 6,63x10-34 J.s) 15. Hidrojen atomunun Balmer serisinde n = 5 ten n = 2 ye geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h = 6,63x10-34 J.s) 16. Hidrojen elektronunun 1. Bohr yörüngesinden(n i = 1), 4. Bohr yörüngesine (nd = 4) uyarılması için gereken enerji kaç J dir? Elektronun soğurduğu ışımanın dalga boyunu m cinsinden bulunuz. 17. Frekansı 5x10 16 s -1 olan bir fotonun etkisi ile temel haldeki Li +2 iyonundan iyonlaşarak ayrılan elektronun kinetik enerjisini hesaplayınız(li'nin çekirdek yükü(z) 3'tür.) kg'lık kütleye sahip madde, ışık hızının beşte biri hızla hareket ederse dalga boyu kaç metre olur? (h=6,626x10-34 J.s) pm'lik(1 pm=10-12 m) de Broglie dalga boyunun ortaya çıkması için bir proton demeti hangi hıza sahip olmalıdır? ( mproton = 1,673x10-27 kg, h=6,626x10-34 J.s) 20. Dalga boyu 4000 A o (1 A o = m) olan ışıma sodyum metali üzerine düşürüldüğünde fırlayan elektronların hızı 5,37x10 7 cm/s olarak ölçüldüğüne göre ışımanın enerjisi kaç J olur? (melektron = 9,1x10-31 kg, h=6,626x10-34 J.s) 21. Kütlesi 2,5 gram ve hareket hızı 15,6 m/s olan bir pinpon topunun de Broglie dalga boyu kaç nm(1 nm = 10-9 m) olur? (h=6,626x10-34 J.s) ( Yanıt = 1,7x10-23 ) 22. İnsan gözündeki retinanın gelen ışığı algılaması için üzerine düşen ışık enerjisinin en az 4,0x10-17 Joule olması gereklidir. Dalga boyu 300 nm(1 nm = 10-9 m) olan fotonlardan kaç tanesi bu enerjiye denk gelir? (h=6,0x10-34 J.s,Yanıt = 60 tane) 23. Hızı 10 6 m/s olan bir elektron dalgası elektromanyetik spektrumda hangi bölgede olur? (melektron = 9,1x10-31 kg, h=6,63x10-34 J.s, Yanıt = X ışınları bölgesinde olur.) E5 = -2,18x10-21 kj 22