ATOM BİLGİSİ Atom Modelleri

Transkript

1 1. Atom Modelleri BÖLÜM2 Maddenin atom adı verilen bir takım taneciklerden oluştuğu fikri çok eskiye dayanmaktadır. Ancak, bilimsel bir (deneye dayalı) atom modeli ilk defa Dalton tarafından ileri sürülmüştür. Daha sonraları atom düşüncesi ve atomun tanımı yapılan deneylere bağlı olarak geliştirilmiştir. Dalton Atom modeli: Dalton kendi adı ile bilinen katlı oranlar kanunu nun sonucu olarak deneye bağlı ilk atom tanımını yapmıştır. Dalton a göre atom; kimyasal tepkimelerde bölünmeden reaksiyona giren en küçük birim olup, dolu kürecikler olarak kabul edilmiştir. Thomson Atom Modeli: Maddenin elektriksel incelenmesi sonucu eksi yüklü taneciklerin olduğu bulunmuş ve bunlara elektron adı verilmiştir. Bu düşüncenin ışığında Thomson; dolu küreciklerin içinde eksi yüklü elektronların gömülü olduğunu varsayarak, üzümlü kek ya da karpuz örneklerini vererek atom tanımını yapmıştır. Rutherford Atom Modeli: Rutherford ince bir altın levhaya alfa (α) ışınları göndermiş ve bu ışınların büyük bir kısmının levhadan geçtiğini, pek azının sapma gösterdiğini ya da yansıdığını gördü. Bu durumda madde, dolu kürelerden değil, boşluklu yapıdaki atomlardan meydana gelmiştir düşüncesini ileri sürdü. Rutherford a göre atom çapı 10-8 cm olan küresel bir yapıdır. Ancak, atomun kütlesini temsil eden kısım cm çapında çok küçük bir çekirdekte (nükleon) toplanmıştır. Elektronlar ise bu çekirdeğin katı kadar büyük olan boşlukta dönerler. Bohr Atom Modeli: Bohr un atom konusundaki çalışmaları beş madde halinde özetlenebilir. 1. Atomdaki elektronlar, enerjisi belirli ve kararlı olan tabakalarda bulunabilirler. Çekirdeğe en yakın olan tabakanın enerjisi en az, en uzak olan tabakanın enerjisi ise en fazladır. 2. Elektronlar bulundukları tabakalarda, dairesel bir yörünge üzerinde hareket ederler. 3. Atomlar kararlı halde iken enerji alış-verişi yapmazlar. Ancak, atoma enerji (E = hν) verilirse elektron bir üst enerji tabakasına çıkabilir. Fakat enerji verilmesi kesilince aldığı enerjiyi (hν) ışık halinde yayarak elektron geri döner. (h : Planck sabiti, ν : yayınlanan ışığın frekansı) 4. Elektronların bulunduğu yörüngeler içten dışa doğru K, L, M, N gibi harfler ile ya da n = 1, 2, 3, 4 gibi kuantum sayıları ile gösterilir. 5. Her yörüngedeki elektronun enerjisi, bir anlamda H, He +1, Li +2 gibi tek elektronlu atom ve iyonlarda herhangi bir temel enerji düzeyinin sahip olduğu enerji, şeklinde verilmiştir. Bohr atom modeli çok elektronlu atomları açıklayamamaktadır. Sommerfeld tarafından ileri sürülmüş olan modelde ise, Bohr un dairesel yörüngeleri yanında eliptik yörüngelerinde olduğu düşünülmüştür. Dolayısıyla, sabit çaplı daireleri baş kuantum sayısı (n) ile tanımlarken, eliptik yörüngeler yan kuantum sayısı (l) ile tanımlanmıştır. 1

2 Modern Atom Teorisi: Bir atomda bulunan elektronlar dairesel veya eliptik yörüngeler yerine, bulunma olasılığının maksimum olduğu hacimlerde (orbitaller) bulunabileceği kabul edilmektedir. Dolayısıyla her bir enerji tabakası alt enerji orbitallerine ayrılmakta ve her bir orbital de bir çift elektronun bulunabileceği kabul edilmektedir. 2. Atomun Temel Tanecikleri Elementlerin tüm özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşları atomlardır. Atomları oluşturan üç temel tanecik vardır. Bunların özellikleri aşağıda tabloda verilmiştir. Atomun çekirdeğinde proton ve nötronlar bulunur. Çekirdeğin elektriksel yükünü, proton sayısı belirler. Bu yüzden atom çekirdeği pozitif yüklüdür ve çekirdeğin elektriksel yükü proton sayısına eşittir. Atomun en yoğun kısmı çekirdektir ve bütün kütle çekirdekte toplanmıştır. Çekirdek etrafında elektron tabakaları vardır. Bu tabakalar enerji seviyelerine göre oluşmuştur. Element sembollerinin etrafına yazılan sayılar bazı terimleri tanımlar. İzotop iyonlarda eğer elektron sayıları farklı ise kimyasal özellikleri de farklıdır. Çünkü bir atomun elektron alış-verişinde bulunması kimyasal olaydır. Aşağıda kimyasal özellikleri faklı izotop çifti verilmiştir. Bir elementin izotoplarının kütle numaraları ve doğadaki bulunma yüzdeleri biliniyorsa, elementin ortalama atom ağırlığı aşağıdaki bağıntıdan hesaplanabilir. Atom numarası, çekirdek yükü, proton sayısı terimleri aynı şeyi ifade eder. Nötr (yüksüz) bir atomdaelektron sayısı proton sayısına eşittir. 3. Atom İle İlgili Kavramlar İzotop: Proton sayıları aynı, nötron sayıları farklı olan atomlara izotop atomlar denir. İzotop atomların kimyasal özellikleri aynı, fiziksel özellikleri ve çekirdek yapıları farklıdır. İzoton: Nötron sayıları aynı, proton sayıları farklı olan atomlara izoton atomlar denir. 2

3 Allotrop: Aynı elementin atomlarının uzayda farklı biçim ve kristal yapıda dizilmesiyle oluşturdukları maddelerin her birine o elementin allotropları denir. İzobar: Kütle numaraları aynı, proton sayıları farklı olan atomlardır. İzoelektronik: Proton sayıları farklı atomların elektron düzenlerinin aynı olması haline, izoelektronik denir. Elektron sayısı aynı olmasına rağmen elektronik yapısı aynı olmayanatomlar söz konusudur. Örneğin; Allotrop maddelerin molekül biçimleri, molekül büyüklükleri, bağ yapıları, fiziksel özellikleri, kimyasal tepkimelere girme yatkınlıkları (aktiflik) farklıdır. Kimyasal özellikleri aynıdır. gibi tanecikler izoelektroniktir. 24Cr ve 26 Fe +2 tanecikleri incelendiğinde ise, 24Cr : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 26Fe +2 : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 6 elektron sayılarının aynı olmasına rağmen elektron dizilişlerinin farklı olduğu görülmektedir. Bundan dolayı tanecikler izoelektronik değildir. 4. İyon Kavramı Pozitif (+) ya da negatif (-) yüklü atom ya da atom gruplarına iyon denir. Pozitif yüklü iyonlara katyon, negatif yüklü iyonlara ise, anyon adı verilir. Bir iyonun yükü aldığı ya da verdiği elektron sayısını belirtir. Bazıönemli anyon ve katyonları şu şekilde sıralayabiliriz. Elementler iyon haline ya da bileşik haline geçerken bazı özellikleri değişir, bazıları ise değişmez. Bir elementin atom çapı elektron verdiğinde küçülecek, elektron aldığında ise büyüyecektir. 5. Atom Ve ElektronDağılımı Elektronlar çekirdek etrafındaki belirli enerji düzeylerinde bulunurlar. Bu enerji düzeyleri n ile gösterilir. Çekirdeğe en yakın enerji düzeyi n = 1 alınır ve dışa doğru n = 2, n = 3,... şeklinde sıralanır. Elektronlar, temel enerji düzeylerinde çizgisel bir yörüngede değil, orbital adı verilen hacimsel bölgelerde hareket ederler. Her orbital en fazla 2 tane elektron alabilir. Orbital türleri s, p, d, f, harfleri ile simgelenir. Orbitaller şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilir. 3

4 Elektronlar, çekirdeğe en yakın (en düşük enerjili) orbitallerden başlayarak yerleşirler. Elektronların orbitallere diziliş sırası aşağıdaki gibidir. Bir orbitalin hangi enerji düzeyine ait olduğu orbital simgesinin önündeki rakam ile, orbitalin içerdiği elektron sayısı orbital simgesinde üstel bir sayı ile belirtilir. Elektronlar enerji seviyelerine göre orbitallere yerleşirler. Herhangi bir özel durum yoksa alt enerji düzeylerinden itibaren elektronlar orbitallere dolarak çekirdek etrafında yerlerini alırlar. Aşağıda görüldüğü gibi elektronlar önce 3 orbitale birer birer yerleşmiş, 4. elektron ise orbitallerden birine ikinci elektron olarak yerleşmiştir. Değerlik elektron sayısı: Bir atomun veya iyonun kimyasal tepkimelerde verebileceği elektron sayısına denir. Değerlik elektronlarının bulunduğu orbitallere ise değerlik orbitalleri denir. Değerlik elektronları elementlerin kimyasal özelliklerini belirler. Elektron düzeni d ile biten geçiş elementlerinde (tamamı metaldir) durum biraz farklıdır. Ancak Fe den itibaren 3d orbitallerinin elektronları tamamenayrılmamaktadır. Bir atomdan elektron ayrılırken enerjisi en yüksek olan orbitallerde bulunan elektronlardan başlayarak daha düşük enerjili orbitallere doğru gidilmektedir. Burada dikkat edilmesi gereken husus; enerji düzeyi sayısı her zaman orbital türlerinin enerjilerinin büyüklükleriyle ilgili bilgi vermez. Bu durum 4 enerji düzeyine sahip bir atom olan Ti üzerinde aşağıdaki gibi gösterilebilir. Burada öncelikle kopan elektronlar 4s orbitalinden ayrılır. Daha sonra 3d elektronları ayrılabilir. Çünkü 4. enerji düzeyi atomun en dış kısmında yer alır. Bir elementin elektron dizilişinden yararlanarak o element için aşağıdaki bilgilere ulaşılabilir. - Periyodik cetveldeki yeri - Metal-ametal özelliği - Değerlik elektron sayısı - Bileşik oluştururken hangi değerlikleri alabileceği 4

5 Uyarılmış atom: Bir atoma dışarıdan enerji verildiğinde, elektron bulunması gereken orbital yerine daha yüksek enerjili bir orbitale gidebilir. Bu tür atomlara uyarılmış atom denir. 11Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 temel durum 11Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 3p 1 uyarılmış durum Küresel simetri: Atomların kararlı olma özelliğidir. Elektron düzenleri s 2, p 3, p 6, d 5, d 10, f 7, f 14 şeklinde biten elementler küresel simetri özelliği gösterir. Küresel simetriklik durumundan kaynaklananbazı özel durumlar vardır. s 2 d 4 durumuna göre s 1 d 5 s 2 d 9 durumuna göre s 1 d 10 durumları daha kararlıdır. Bu nedenle doğru dağılımlar s 1 d 5 ve s 1 d 10 durumlarıdır. 6. İyonlaşma Enerjisi Gaz halindeki bir element atomundan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Atomdan elektron koparıldıkça, bir sonraki elektronu koparmak için gerekli enerji büyür. Atom, soygaz elektron düzenine ulaştığında iyonlaşma enerjisinde büyük bir artış olur. E 1 E 2 E 3... E n Bir atomda 2. iyonlaşma enerjisinin 1. iyonlaşma enerjisinden daha büyük olmasının nedeni şöyle açıklanabilir. Atomdan bir elektron kopardığımızda +1 yüklü bir iyon oluşur ve atom çapı küçülür. Elektron başına düşen çekim kuvveti büyür ve elektronlar çekirdeğe yaklaşırlar. Bu nedenle ikinci bir elektronu koparmak için daha fazla enerji harcamak gerekir. Periyodik tabloda aynı yatay sırada bulunan A grubu elementlerinin 1. iyonlaşma enerjileri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir. 1A 3A 2A 4A 6A 5A 7A 8A 2A ve 3A grupları ile 5A ve 6A gruplarının iyonlaşma enerjilerinin değişmesi küresel simetri özelliğinden kaynaklanır. 5