çindekiler iii çindekiler Önsöz... ix Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler... 2 G R fi... 3 ATOMUN KUANTUM KURAMI... 4 ATOMUN DALGA FONKS YONLARI... 5 Dalga Fonksiyonlar... 5 Orbitallerin Enerji S ralamas... 10 ELEKTRON D Z L MLER... 11 Etkin Çekirdek Yükü... 14 PER YOD K Ç ZELGE VE ÖZELL KLER... 16 Atom Yar çap (Büyüklü ü)... 17 Kovalent Yar çap... 18 yonik Yar çap... 19 Metalik Yar çap... 20 Van der Waals Yar çap... 22 yonlaflma Enerjisi... 22 Elektronegatiflik... 24 Pauling Elektronegatifli i... 24 Mulliken Elektronegatifli i... 25 Allred-Rochow Elektronegatifli i... 26 Elektron lgisi... 27 Özet... 28 Kendimizi S nayal m... 29 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 30 S ra Sizde Yan t Anahtar... 30 Yararlan lan ve Baflvurulabilecek Kaynaklar... 31 Molekül Yap s... 32 ELEKTRON NOKTA YAPISI (LEW S YAPISI)... 33 Oktet Kural... 36 Formal Yük... 36 Yükseltgenme Say s... 37 Rezonans... 38 MOLEKÜL GEOMETR S VE DE ERL K BA I ELEKTRON Ç FTLER TMES (VSEPR) KURALI... 39 VSEPR Kuram... 39 Çoklu Ba lar çeren Yap lar... 45 MOLEKÜLER S METR... 46 Simetri Elemanlar ve Simetri fllemleri... 47 Özdefllik fllemi (E)... 47 Dönme fllemi (Cn)... 47 Düzlemden Yans tma fllemi (s)... 49 Noktadan Yans tma fllemi (i)... 50 Dönme-yans ma ifllemi (Sn)... 50 Nokta Gruplar... 51 Özet... 57 1. ÜN TE 2. ÜN TE
iv çindekiler Kendimizi S nayal m... 58 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 59 S ra Sizde Yan t Anahtar... 59 Yararlan lan ve Baflvurulabilecek Kaynaklar... 61 3. ÜN TE 4. ÜN TE Kovalent Ba... 62 G R fi... 63 KOVALENT BA... 63 DE ERL K BA TEOR S (DBT)... 65 H BR TLEfiME... 67 sp Hibritleflmesi... 68 sp 2 Hibritleflmesi... 69 sp 3 Hibritleflmesi... 70 sp 3 d Hibritleflmesi... 72 sp 3 d 2 Hibritleflmesi... 74 Çoklu Ba çeren Moleküllerde Hibritleflme... 76 MOLEKÜL ORB TAL KURAMI (MOT)... 77 ki Atomlu Moleküller... 82 ki Farkl Atom çeren Moleküller... 84 Özet... 87 Kendimizi S nayal m... 88 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 89 S ra Sizde Yan t Anahtar... 89 Yararlan lan Kaynaklar... 91 Kat lar... 92 G R fi... 93 Birim Hücre Bafl na Düflen Tanecik Say s... 94 KR STAL YAPISI... 95 S k stiflenme... 95 Kübik S k stiflenme (ksi)... 95 Hekzagonal S k stiflenme (hsi)... 96 X-Ifl nlar Yöntemi le Kristal Yap Tayini... 97 Birim Hücrelerdeki Doluluk ve Boflluk Oranlar... 99 Basit Kübik Sistem (bks)... 99 Yüzey Merkezli Kübik Sistem (ymk)... 99 ç Merkezli Kübik Sistem (imk)... 100 KATI TÜRLER... 100 yonik Kat lar... 100 yonik Kat lar n S n fland r lmas... 103 MX Tipi yonik Kat lar... 103 MX 2 Tipi yonik Kat lar... 105 ÖRGÜ ENERJ S... 106 yonik Bilefliklerin Örgü Enerjilerinin ve Fiziksel Özelliklerinin Karfl laflt r lmas... 108 Born-Haber Çevrimi ve Deneysel Örgü Enerjisi... 109 METAL K KATILAR... 111 Metalik Yap larda Kristal Yap lar... 112 METAL K BA... 112 LETKENL K... 114
çindekiler v Yal tkanlar ve Yar letkenler... 114 Süper letkenlik... 116 KOVALENT KATILAR... 117 Elmas... 117 Grafit... 117 MOLEKÜLER KATILAR... 117 Özet... 119 Kendimizi S nayal m... 120 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 121 S ra Sizde Yan t Anahtar... 121 Yararlan lan Kaynaklar... 123 Tanecikler Aras Etkileflimler... 124 G R fi... 125 D POL-D POL ETK LEfi M (D POL-D POL KUVVETLER )... 126 Dipol-Dipol Kuvvetinin Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine Etkisi... 127 YON-D POL ETK LEfi M... 128 YON- NDÜKLENM fi D POL ETK LEfi M... 130 D POL- NDÜKLENM fi D POL ETK LEfi M... 130 NDÜKLENM fi D POL- NDÜKLENM fi D POL ETK LEfi M (DA ILMA VEYA LONDON KUVVETLER )... 130 Van Der Waals Kuvvetlerini Etkileyen Faktörler... 133 H DROJEN BA LARI... 135 Molekülleraras Hidrojen Ba ( ntermoleküler Hidrojen Ba )... 135 Moleküliçi Hidrojen Ba ( ntramoleküler Hidrojen Ba )... 137 Hidrojen Ba lar n n Moleküllerin Fiziksel Özelliklerine Etkisi... 138 YON K BA LAR... 139 TANEC KLERARASI ETK LEfi MLER N D ER ETK LER... 140 Çözünürlük... 140 S k flt r labilme... 141 Yay lma (Difüzyon)... 141 Yüzey Gerilimi... 141 Islanabilirlik... 141 Saf Maddelerin Buhar Bas nçlar... 141 Viskozite... 142 Özet... 143 Kendimizi S nayal m... 144 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 145 S ra Sizde Yan t Anahtar... 145 Yararlan lan Kaynaklar... 146 Asit ve Baz Kavramlar... 148 G R fi... 149 AS T VE BAZ TANIMLARI... 150 Arrhenius Tan m... 150 Brönsted-Lowry Tan m... 151 Çözücü Sistemi Tan m... 156 Lewis Asit Baz Tan m... 157 Lux-Flood Asit Baz Tan m... 159 Usanovich Asit Baz Tan m... 159 5. ÜN TE 6. ÜN TE
vi çindekiler SERT-YUMUfiAK AS T VE BAZLAR... 159 Maddelerin Kimyasal Yap lar ile Asit ve Bazl klar... 162 Metal Oksitlerin Bazl... 162 Oksiasitler... 163 Ametal Oksitlerin Asitli i... 165 Aminlerin Bazl... 165 Hibritleflmenin Asitlik Üzerine Etkisi... 166 Organik Asitler... 167 Özet... 169 Kendimizi S nayal m... 170 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 171 S ra Sizde Yan t Anahtar... 171 Yararlan lan Kaynaklar... 172 7. ÜN TE 8. ÜN TE Geçifl Metalleri ve Koordinasyon Bileflikleri... 174 GEÇ fi METALLER VE ÖZELL KLER... 175 Renk... 175 De erlik... 176 Manyetik Özellikler... 176 KOORD NASYON B LEfi KLER VE LG L BAZI KAVRAMLAR... 176 Merkez Atomu veya yonu... 177 Ligant... 177 KOORD NASYON B LEfi KLER N N GEOMETR S... 178 Bilefliklerin Geometrileri Üzerine Önceden Yap lan Çal flmalar... 179 Koordinasyon Say s 2... 181 Koordinasyon Say s 3... 182 Koordinasyon Say s 4... 182 Koordinasyon Say s 5... 184 Koordinasyon Say s 6... 185 Yüksek Koordinasyon Say lar... 185 KOORD NASYON B LEfi KLER NDE ZOMERL K... 185 Yap sal zomerlik... 186 Stereoizomerlik... 188 KOORD NASYON B LEfi KLER N N S MLEND R LMES... 191 Özet... 195 Kendimizi S nayal m... 197 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 198 S ra Sizde Yan t Anahtar... 199 Yararlan lan Kaynaklar... 200 Koordinasyon Bilefliklerinde Ba lanma Teorileri... 202 ETK N ATOM NUMARASI VE 18 ELEKTRON KURALLARI... 203 DE ERL K BA I TEOR S... 205 Elektronötralite lkesi ve Geri Ba lanma... 208 KR STAL ALAN TEOR S... 208 Oktahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi... 209 Kristal Alan Yar lma Enerjisi (KAYE)... 210 KAYE Etkileyen Etkenler... 211 Yüksek Spin-Düflük Spin Oktahedral Kompleksler ve KAKE... 213
çindekiler vii Kristal Alan Kararl l k Enerjisinin Önemi... 216 Tetrahedral Komplekslerde Kristal Alan Teorisi... 217 Tetragonal Bozulma (Jahn-Teller Teoremi)... 219 Kare Düzlem Komplekslerde Kristal Alan Teorisi... 221 MOLEKÜL ORB TAL TEOR S... 222 Oktahedral Komplekslerde Molekül Orbital Teorisi... 222 π-verici/al c Ligantlar... 224 Özet... 227 Kendimizi S nayal m... 228 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 230 S ra Sizde Yan t Anahtar... 230 Yararlan lan ve Baflvurulabilecek Kaynaklar... 232 Koordinasyon Bileflikleri ve Elektronik Spektrum, Manyetik Özellikler ve Anorganik Tepkime Mekanizmalar... 234 KOORD NASYON B LEfi KLER VE ELEKTRON K SPEKTRUM... 235 Elektronik Spektrum... 235 KOORD NASYON B LEfi KLER NDE ELEKTRON K GEÇ filer... 236 Ligant çi Geçifller... 237 d-d Geçiflleri... 240 Yük Aktar m Geçiflleri... 240 L M Yük Aktar m Geçiflleri... 240 M L Yük Aktar m Geçiflleri... 241 KOORD NASYON B LEfi KLER NDE MANYET K ÖZELL KLER... 241 Manyetizma... 241 KOORD NASYON B LEfi KLER VE SP N MANYET K MOMENT... 243 ANORGAN K TEPK ME MEKAN ZMALARI... 245 Kararl l k ve nertlik... 245 Tepkime Mekanizmalar ve Molekülerlik... 247 Yer De ifltirme Tepkimeleri... 247 Tetrahedral Komplekslerde Yer De ifltirme Tepkimeleri... 248 Karedüzlem Komplekslerde Yer De ifltirme Tepkimeleri... 248 Oktahedral Komplekslerde Yer De ifltirme Tepkimeleri... 249 Yer de ifltirme Tepkimesine Etkiyen Faktörler... 250 Karedüzlem Komplekslerde Yer De ifltirme Tepkimesine Etkiyen Faktörler... 250 Giren Ligant n Etkisi... 250 Di er Ligantlar n Etkisi... 250 Ayr lan Ligant n Etkisi... 251 Merkez Atomunun Etkisi... 251 Oktahedral Komplekslerde Yer De ifltirme Tepkimesine Etkiyen Faktörler... 251 Di er Ligantlar n Etkisi... 251 Ayr lan ligant n etkisi... 252 Özet... 253 Kendimizi S nayal m... 254 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 255 S ra Sizde Yan t Anahtar... 255 Yararlan lan Kaynaklar... 255 9. ÜN TE
viii 10. ÜN TE çindekiler Anorganik Elektrokimya...256 G R fi... 257 ELEKTRON TRANSFER TEPK MELER... 257 Yükseltgenme- ndirgenme Tepkimeleri... 257 Yükseltgenme Say lar n n Belirlenmesi... 258 ELEKTROK MYASAL HÜCRELER... 260 Voltaik Hücre... 260 Hücre Potansiyeli... 262 Kendili inden Yürüyen Tepkimeler... 264 P LLER... 268 KOROZYON... 269 ELEKTROL Z... 270 Elektrolizin Nicel Yönleri... 272 METALLER N KAPLANMASI... 273 Özet... 276 Kendimizi S nayal m... 277 Kendimizi S nayal m Yan t Anahtar... 278 S ra Sizde Yan t Anahtar... 278 Yararlan lan Kaynaklar... 279 Ekler... 280
Önsöz ix Önsöz Bu anorganik kimya kitab, aç k ö retim kimya önlisans II. s n f ö rencilerine okutulmak üzere haz rlanm flt r. Anorganik kimya ders kitaplar, h zla geliflen teknoloji ve temel bilimlerden dolay içerikleri sürekli de iflmektedir. Buda anorganik kimya dal n n kapsam n çok genifl alanlara yay lmas na sebep olmaktad r. Ö renciler bu dersi ö renirken ço u zaman zorlanmaktad r. Bu nedenle, temel bilgileri içeren bu kitap dört y ll k fen ve e itim fakültelerinde okuyan ö rencilere de önemli bir kaynak olacakt r. Kitap on bölümden oluflmaktad r ve bölümlerin birço u teoriler üzerinden yola ç k larak haz rlanm flt r. Konular, uzaktan ö retim programlar için bireysel ö renme tekniklerine uygun olacak flekilde, daha sade bir dille ele al nmaya çal fl lm flt r. Ö rencilerin daha detayl bilgilere ulaflmas için internet ve baflka kitaplara yönlendirilmesi sa lanm flt r. Konular n iyi anlafl lmas için örnek sorular çözülmüfl, s ra sizde ve kendimizi s nayal m sorular haz rlanm flt r. Bunlar ö rencilerin kendilerini ölçmesini, konular tekrarlamas n sa layacakt r. Bu kitap, farkl üniversitelerde görev yapan ö retim üyelerinin yo un çal flmalar sonucunda ortaya ç km flt r. I. Ünitenin haz rlanmas nda bana destek veren Prof. Dr. Hamza Y lmaz ve ünitelerin tasar m, dizgisi, bas m nda eme i geçen teknik ve destek personele teflekkür ederim. Sevgili k z m Bilge Hayat a... Editör Doç. Dr. Hakan DAL
1ANORGAN K K MYA Amaçlar m z Bu üniteyi tamamlad ktan sonra; Kuantum kuram n tart flabilecek, Dalga fonksiyonlar n ifade edebilecek, Kuantum say lar n yorumlayabilecek, Atomik orbitallerin oluflumunu tart flabilecek, Elektron dizilimlerini yazabilecek, Etkin çekirdek yükü kavram n aç klayabilecek, Atom yar çaplar n yapt ba türleriyle birlikte yorumlayabilecek, yonlaflma enerjilerinin ve elektron ilgilerinin periyodik de iflimlerini aç kla yabilecek bilgi ve beceriler kazanacaks n z. Anahtar Kavramlar Radyal ve aç sal fonksiyon Perdeleme sabiti ψ (psi) dalga fonksiyonu De erlik orbitali Kuantum say lar Atom Yar çap Orbital Lantanit büzülmesi Radyal da l m fonksiyonu yonlaflma Enerjisi S n r yüzey diyagramlar Elektronegatiflik Dü üm noktas Elektron lgisi Etkin çekirdek yükü çerik Haritas Anorganik Kimya Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler G R fi ATOMUN KUANTUM KURAMI ATOMUN DALGA FONKS YONLARI ELEKTRON D Z L MLER PER YOD K Ç ZELGE VE ÖZELL KLER
Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler Dalga uzunluğu Teorik olarak hesaplanan G R fi Atomun yap s hakk nda bilgi edinmek için elektromagnetik fl nlar n maddeyle etkileflmesinden yararlan lm flt r. Bu yüzden, fl nlar n anlafl lmas ile ilgili geliflmeleri k saca gözden geçirmek yararl olur. Ifl nlar n dalgalar halinde yay ld, oldukça eski bir yarg d r. Ancak bu dalgalar n, birbirine dik elektrik ve manyetik alan vektörlerinden olufltu u, ilk kez 1873 y l nda James Clerk Maxwell taraf ndan öne sürülen bir teori ile anlafl lm flt r. Bu teoride, elektrik alan vektörü (E), manyetik alan vektörüde (B) ile gösterilir. Elektromanyetik Ifl malar, en büyük dalga boyludan en küçü e do ru, s raland nda, radyo dalgalar, mikro dalgalar, k rm z ötesi (IR), görünür bölge (VIS), mor ötesi (UV), X- fl nlar ve gama fl nlar ad verilen bir seri olufltururlar ve bu serinin tamam, elektromanyetik spektrumu meydana getirir. Elektromagnetik fl man n dalga oldu u var say larak, fl nlar n yans mas, k r lmas ve giriflimi kolayl kla aç klanabilir. Baflka bir deyiflle, yans ma, k r lma ve giriflim olaylar, fl nlar n dalga kavakterinde oldu unu kan s n do rulamaktad r. Ancak, yüksek s cakl a s t lan bir cismin yayd fl nlar n fliddetlerinin dalga boyuyla de iflimini gösteren deneysel e riler, fl nlar n dalga karakteriyle aç klanamaz. fiekilde, siyah cismin farkl s cakl klarda yayd fl nlar n dalga boyu-fliddet iliflkileri ve örnek olarak, 5000 K de hesaplanan teorik e ri verilmifltir. Teorik e ri, fl nlar n sürekli dalgalar oldu u varsay larak çizilmifltir. Ancak bu e rinin deneysel e ri ile çok uyumsuz olmas, fl nlar n sürekli dalgalar olmad n düflündürmektedir. Kuantum kavram, bu sorunun çözümü için Planck n gelifltirdi i bir kavram olup fl k fl nlar n n dalga paketlerinden olufltu unu varsayar. Yani, fl ma enerjisi sürekli de il, bölünmez enerji kuantumlar ndan (fotonlardan) oluflmufl gibi düflünülmelidir. Ifl nlar n fotonlardan olufltu unu gösteren bir baflka olay da foto elektrik olayd r. Klasik fizi e göre ise, atomlar n veya moleküllerin enerjisi istendi i kadar art - r labilir veya azalt labilir. Yani, bunlar herhangi bir de erdeki enerjiyi so urabilir veya yayabilirler. Atomlar n yayd fl nlar bir prizmadan geçirilerek elde edilen
4 Anorganik Kimya atom spektrumlar (çizgili spektrum, hatlardan oluflan emisyon spektrumu) atomun yap s hakk nda bizlere bir çok bilgi vermifltir. 1913 de Niels Bohr, hidrojenin yay nma spektrumundaki sonuçlar kuantum kuram ile iliflkilendirmifl ve kendi ad n tafl yan bir atom kuram ortaya atm flt r. Bohr, baz varsay mlarla yola ç km fl ve hidrojen atomunda elektronun yüksek enerjili yörüngelerden düflük enerjili yörüngelere yay n m yaparak geçti ini, ayn elektronun düflük enerjili yörüngelerden yüksek enerjili yörüngelere belirli de erlerde enerjiler so urarak ç kabilece ini ileri sürmüfltür. Belli iki yörünge aras nda so urulan ve yay mlanan enerjilerin miktar (say sal de eri) ayn d r ancak iflareti farkl d r. Böylece Lyman, Balmer, Paschen, Brackett, Pfund serilerindeki enerji de iflimleri dalga boylar yla iliflkilendirilerek aç klanabilmifltir. Kuantum kuram, klasik fizi in atom ve elektron gibi küçük taneciklerin özelliklerinin aç klanmas nda yetersiz kalmas üzerine gelifltirilmifltir. Kuantum kuram ile elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerini, buna ba l olarak da kimyasal ba lar, periyodik özellikler gibi birçok özelli i aç klamak mümkün olmufltur. Birinci s n f genel kimya ders kitab n zdan bu konular tekrar gözden geçiriniz ATOMUN KUANTUM KURAMI Elektromanyetik fl nlar n hem dalga hem de tanecik temelinde modellenmesi gerekti ine iliflkin genel kimya bilgilerinizi hat rlay n z. Ifl nlar n ikili karakter tafl mas, atom alt taneciklerin de tanecik olmak yan nda, dalga gibi düflünülüp düflünü- AMAÇLARIMIZ AMAÇLARIMIZ lemeyece i sorusunu akla getirir. Bu konu, 1920 lerde fizikçiler aras nda tart fl lm fl, hem fizikçi hem de felsefeci K T A P olan Frans z K bilgini T A PLuis de Broglie, her hareketli taneci e bir dalgan n efllik etti ini, bu dalgan n dalga boyunun (λ) taneci in momentumuna yani mv de erine Davidson ve Germer, 1925 te, elektronun da foton gibi k r n ma u rad n gösterdiler. Ayn bilim adamlar 1921 y l nda yapt klar deneylerle elektronun spin hareketinide kan tlam fllard. h λ= = h (h: planck sbt, m: kütle, V: h z) p mv eflitli i ile ba l oldu unu bir hipotez olarak öne sürmüfltür. 1930 y llar nda, Davidson-Germer elektrona bir dalgan n efllik etti ini kan tlam fl; sonuç olarak de Broglie hipotezinin, elektron için do ru oldu u gösterilmifltir. Her elektrona bir dalgan n efllik etmesi ister istemez flu sorular gündeme getirmektedir: Elektrona efllik eden dalgay karakterize edebilir miyiz? Yani, bu dalgan n matematik temsili olan denklemi bulabilir miyiz? Elektrona efllik eden dalgan n denkleminden, elektrona ait baz ölçülebilir büyüklükleri (enerji, belli bir uzay bölgesinde bulunma ihtimali, v.b.) saptamak veya tahmin etmek mümkün müdür? Avusturyal bilgin Ervin Schrödinger yukar daki sorular n her ikisinin de cevaplar n n olumlu oldu unu göstermek için, elektrona efllik eden dalgalar n denklemlerini bulmay denemifl ve hidrojen (ve benzeri sistemler) için, tek elektrona efllik eden dalgan n denklemini analitik olarak türetmeyi baflarm flt r (1927). Gerçekte atomun Bohr modelinde, Kuantum modelinin temeli olan fikirleri yer yer kullanm flt r. Fakat Bohr modeli, elektronu klasik anlamda bir tanecik olarak düflünmüfl, sadece elektronun enerji almas -vermesi sürecini aç klamak için elektromanyetik fl nlar n ikili karakterini kullanm flt r. Kuantum modeli ise, fl nlar gibi atom alt tanecikleri de ikili karakterde al p her iki karakterden de yararlanm flt r.
1. Ünite - Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler 5 ATOMUN DALGA FONKS YONLARI Schrödinger in çal flmalar ndan sonra oluflan fikirler ve gerçekler, atomun kuantum modelini ortaya ç karm flt r. Bu model, hidrojen benzeri tek elektronlu sistemlerdeki elektronun, çekirdek merkez olmak üzere, uzayda küresel bir simetri oluflturacak flekilde yer de ifltirdi ini varsayar. Dalga Fonksiyonlar Elektronun uzayda küresel bir simetride yer de ifltirmesi düflüncesi elektrona efllik eden ψ (psi) dalgas n n da küresel oldu u anlam na gelir. Küresel bir ögenin denkleminin basit yoldan türetilebilmesi için, dik (kartezyen) koordinat sistemi yerine küresel (kutupsal) koordinat sistemini kullanmak daha uygundur. ki koordinat sistemi aras ndaki iliflkiyi anlamak için fiekil 1.1 i inceleyiniz. P noktas, dik koordinat sisteminde x,y,z de iflkenleriyle belirlenirken, küresel koordinat sisteminde r,θ,φ de iflkenleriyle belirlenmektedir. Bu iki koordinat sistemi aras nda geçifl yapmak için, fleklin yan nda yer alan temel eflitliklerden yararlan l r. Ayr ca, elektrona efllik eden dalgan n r,θ,φ de iflkenlerine ba l fonksiyonu, her de iflkene ayr bir çarpan karfl gelmek üzere, (r,θ,φ) =R (r) Θ (θ) Φ (φ) fiekil 1.1 Uzaydaki herhangi bir noktan n Kartezyen ve kutupsal koordinatlar aras iliflkiler eflitli ine uygun çarpanlara ayr labilece i varsay lm flt r. Kuantum modelinin temel problemi, burada sözü geçen R (r), Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar n bulmakt r. Bu fonksiyonlar bulmak için yap lan ifllemler ileri düzeyde matematik bilmeyi gerektirir ve bu dersin kapsam d fl ndad r. Burada flu kadar n söylememiz gerekir ki R (r), Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar n n her biri birden çok tanedir (asl nda her biri sonsuz tane). Çok say daki R(r) fonksiyonunu k saca ifade etmek içinde kuantum say lar denilen parametreler kullan l r. Bu parametreler, Schrödinger denkleminin kutupsal koordinat sisteminde çözümü ile (r,θ,φ) =R (r) Θ (θ) Φ (φ) eflitli i elde edilir. y=sinx=0 denkleminin çözümü olan x=kπ ifadesinde ki k parametresine benzetilebilir. (Do ru çözümler için k tamsay olmal d r) R (r) fonksiyonu için genel çözüm n ve l parametrelerini, Θ (θ) ve Φ (φ) fonksiyonlar n n genel çözümü ise l ve m l parametrelerini içerir. Sonuç olarak, dalga fonksiyonu üç parametreye ba l olarak afla daki gibi yaz labilir: Ψ=R n,l Y l,m l Bu eflitlikteki ilk çarpan, yani R n,l terimi, radyal fonksiyon, Y l,m terimi ise aç - l sal fonksiyon genel adlar yla bilinir. Schrödinger denkleminin matematiksel çözümünden bafl kuantum say s (n), aç sal momentum kuantum say s (yan kuantum say s ) (l) ve magnetik kuantum say s (m l ) ele geçer. Bu üç kuantum say s s ras yla elektronun afla daki özelliklerini belirler:
6 Anorganik Kimya n: elektronun bulundu u orbitalin düzeyi (baflkuantum say s ); l: elektronun bulundu u orbitalin tipi (geometrisi); m l : elektronun bulundu u orbital ekseninin yönlendi i do rultu. Bu üç kuantum say s n n alabilecekleri say sal de erler afla daki flekilde s n rl d r: n= 1,2,3,4..., (bütün pozitif tam say lar) l= 0,1,2,..., (n-1) m l = (-l),(-l+1),(-l+2),...,(+l) Bu s n rlamalara göre, örne in n=1 ise, l, ancak 0 de erini alabilir. Bu da n=1 olan orbital tipinin yaln zca bir tane oldu u anlam na gelir. Çünkü l sadece bir de er alabilmektedir. Buna karfl l k, n=2 ise, l hem 0 hem de 1 de- erlerini alabilir. Bu, n=2 olan iki tip orbital düflünebilece imizi gösterir. n=3 için orbital tipi say s n n 3 olaca n (l=0, l=1 ve l=2 karfl l ), genel olarak da n bafl kuantum say s na sahip n-1 tane farkl orbital tipi olaca n söyleyebiliriz. Ayn baflkuantum say s na sahip olan bütün orbitaller topluca bir enerji katman n olufltururlar. Bu orbitallerin n kuantum say lar eflit oldu u için enerjileri de eflittir. Bu orbitaller, hidrojenik sistemin dejenere orbitalleridir. Ayn l de erine sahip birden çok orbital olabilir. Örne in l=2 ise, m l =-2, m l =-1, m l =0, m l =+1, m l =+2 olan befl ayr orbital var demektir. l de erleri eflit olan bu orbitallerin tamam, bir alt katman olufltururlar. Orbital tiplerini belirlemek için, ço u zaman l de erini vermek yerine, o de- eri sembolize eden bir harf kullan l r. Örne in l=0 olan orbitaller, s-tipi orbitallerdir. l=2 olan orbitaller ise, d-tipi orbitallerdir. Orbitallerin harf gösterimleri ile l de erleri aras ndaki iliflkiyi afla daki efllemeden görebilirsiniz: l : 0 1 2 3 4 5... Harf sembol : s p d f g h... ÖRNEK Bafl kuantum say s 3 olan enerji düzeyine sahip kaç tip ve kaç tane orbital düflünülebilir? Çözüm Bafl kuantum say s, n=3 ise, l parametresi, 0, 1 ve 2 de erlerini alabilir. Bu, sözü geçen enerji düzeyi için üç ayr orbital tipinin ( 3s, 3p, 3d ) mümkün olaca anlam na gelir. Orbital say s n bulmak için befl ayr tipin herbirinde kaç ayr orbital bulunaca n hesaplamak gerekir: 3s 1 orbital (l=0 oldu u için, m l =0 d fl nda de er bulunamaz) 3p 3 orbital (l=1 oldu u için, m l =-1, 0, +1 de erleri mümkündür) 3d 5 orbital (l=2 oldu u için, m l =-2, -1, 0, +1, +2 de erleri mümkündür) Sonuç olarak, kuantum say s 3 olan enerji düzeyinde, üç tip ve dokuz adet orbital bulunur. 1 Kuantum say lar n yaz n z ve bunlar n her birinin, orbitallerin hangi özelliklerini ifade etti ini aç klay n z. Yukar da aç klanan kurallar n toplu bir flekilde uygulamas Çizelge 1.1. de verilmifltir.
1. Ünite - Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler 7 Bafl kuant um Aç sal momentum Alt kabuk Magnetik kuantum Orbital Atomik orbitaller say s (n) kuantum say s (l ) gösterimi say s (m) say s (alt tabakalar) 1 0 1s 0 1 1s 2 0 1 2s 2p 0-1,0,+1 1 3 2s 2p x,2p y,2p z 3s 3 0 3s 0 1 3p x, 3p y, 3p z 1 3p -,0,+1 3 3d 2 z, 3d 2 2 x -y, 3d xy, 2 3d -2,-1,0,+1,+2 5 3d xz, 3d yz Çizelge 1.1 Atomik orbitaller ve kuantum say lar aras ndaki iliflki. 4 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 1,0,+1 2, 1,0,+1,+2 3, 2,1,0,+1,+2,+3 1 3 5 7 4s 4p x, 4p y, 4p z 4d 2 z, 4d 2 2 x -y, 4d xy, 4d xz, 4d yz (verilmemifltir) n=3, l=2 olan orbitallerin kuantum say lar n befl farkl tak m halinde ifade ediniz ve bu orbitalleri harflerle kodlay n z. ÖRNEK Çözüm n=3 ve l=2 kuantum say lar, 3d orbitaline karfl l k gelir. l=2 oldu undan, m l nin alabilece i befl farkl (-2, -1, 0, +1, +2) de er vard r. O halde, afla daki befl kuantum say s tak m n yazabiliriz: n=3 n=3 n=3 n=3 n=3 l=2 l=2 l=2 l=2 l=2 m l =-2 m l =-1 m l =0 m l =+1 m l =+2 Bunlar, 3d x 2 -y 2, 3d z 2, 3d xy, 3d yz, 3d zx orbitallerinin karfl l klar d r. Her orbital tipinin geometrisi, o orbitalin l de eri ile, yönlendi i do rultusu ise m l de eri ile belirlenir. fiekil 1.2. de verilen 3s, 3p ve 3d tipi orbitaller için n, l ve m l de enin ne olaca n kendiniz irdeleyebilirsiniz ( orbital do rultular ile m l de erleri aras nda iliflki kurulurken, z ekseni do rultusundaki orbitaller için m l =0 almak flartt r; di er do rultularla de erleri aras ndaki eflleme istendi i gibi yap labilir). fiekil 1.2 s, p ve d Atom orbitallerinin s n r yüzey diyagramlar
8 Anorganik Kimya Bir katman n alabilece i maksimum elektron say s bellidir ve 2n 2 formülüyle hesaplan r. Bir orbitale en fazla iki elektron girebildi i ve bir alt kabuk 2l+1 orbital içerdi ine göre elektron kapasitesi için 2(2l+1) ifadesini kullanabiliriz. ÖRNEK Elektronun bulundu u orbitali bilmek yan nda, kendi ekseni etraf nda dönme (spin) hareketinin yönünü bilmek de önemlidir. Spin hareketi saat ibresi yönünde veya saati ibresinin tersi yönünde olabilir. Bu iki hareket tipi birer kuantum say s ile (m s kuantum say s ) belirtilir. m s = +1/2, saat ibresi yönünde spin hareketini, m s = -1/2 ise saat ibresinin tersi yönde spin hareketini gösterir Bir orbitale en fazla iki elektron girebildi i ve bir alt kabuk 2l+1 orbital içerdi- ine göre, elektron kapasitesi için 2(2l+1) ifadesini kullanabiliriz. Her bir orbitale ancak iki elektron yerleflebilir ve bu elektronlar n spin kuantum say lar birbirine z tt r. Yani paralel spinli iki elektron farkl orbitallere yerleflebilir; fakat ayn orbitale yerleflemez. Bu kural, daha da genellefltirilerek Pauli d flarlama ilkesi ad alt nda daha sonra ele al nacakt r. Her enerji düzeyindeki orbital say s belirli ve kesindir. Örne in, n=2 düzeyinde 4, n=3 düzeyinde 9 (3s, 3p x, 3p y, 3p z, 3 x 2 -y 2, 3d z 2, 3d xy, 3d yz, 3d xz ) ayr orbital bulunur. Bu genellemeler, çizelge 1.1. den de kolayca türetilebilir. Her enerji düzeyinde orbital say s n n s n rl, her orbitale girecek elektron say s n n da en fazla 2 olmas, sonuçta her enerji düzeyine dolabilecek maksimum elektron say lar n n belirli olmas n getirir. Baflkuantum say s n olan katmana, en fazla 2n 2 tane elektron dolabilir. n=2 olan bütün orbitallerin kuantum say lar tak mlar n ve herbirinin harf kodlamas n bulunuz ve her orbital tipinin alabilece i toplam elektron say s n hesaplay n z. Çözüm n=2 ise l=0 ve 1 de erlerini alabilir. l=0 için atom orbitali s olur. m l sadece 0 de erini alabilir. Sahip olabilece i maksimum elektron say s 2(2l+1) formülünden 2(2.0+1)=2 dir. l=1 için atom orbitali p olur. m l, üç farkl ( -1, 0 ve 1) de er alabilir. Sahip olabilece i maksimum elektron say s, 2(2l+1) formülünden 2(2.1+1) = 6 dir. n=4 tabakas n n alabilece i maksimum elektron say s nedir? 2 n ve l kuantum say lar na ba l olan R(r) çekirdekten uzakl n r fonksiyonu iken, l ve m l kuantum say lar na ba l olan Θ (θ) ise θ n n fonksiyonudur. Di er taraftan sadece m l kuantum say s na ba l olan Φ (φ) de φ nin fonksiyonudur. Ψ(psi) elektrona efllik etmesi mümkün dalga fonksiyonlar n n genel gösterimidir ve bu fonksiyonlardan biri en düflük enerjili hali (temel hal) temsil ederken, di erleri, sonsuz say daki uyar lm fl halleri temsil eder. Dalga fonksiyonlar, gerçek fizik âleminde bilinen herhangi bir fleyin karfl l de ildir. Bu fonksiyonlar ço u zaman sanal terimler de içerdi i için bir grafikle gösterilmeleri mümkün olmaz. Ancak Ψ fonksiyonlar n n karesi al n nca sanal terimler kalkar (i 2 = -1) ve gerçek anlam verilebilir bir fonksiyon elde edilebilir. Asl nda Ψ 2 fonksiyonu, elektronun (r, θ, φ) koordinatlar na yerlefltirilmifl birim hacimde bulunma AMAÇLARIMIZ olas l ile orant l d r. AMAÇLARIMIZ Her dalga fonksiyonu, bir orbitale karfl l k gelir. Baflka bir deyiflle orbital, elektrona efllik eden K dalga T A Pfonksiyonu demektir ve bu hali ile orbitalin fiziksel bir anlam K T A P yoktur. Ancak orbital in karesi (Ψ 2 ) üç boyutlu uzayda grafi i çizilebilir bir fonksiyon-
1. Ünite - Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler 9 dur ve lise y llar nda flekli çizilen s, p, d orbitalleri, gerçekte, Ψ 2 ile iliflkili flekillerdir; yani bu flekiller orbitalleri de il orbitallerin karesini temsil eden flekillerdir. Elektronun çekirdekten uzakl r ye ba l d r. O zaman elektronun çekirdekten uzakl n bulurken radyal fonksiyondan faydalanmal y z. Fonksiyonun karesi elektronun bulunma olas l n verece inden R 2 hesaplan r. Elektron bir küre fleklinde ve dr kal nl nda bir küre katman n n hacmi de 4πr 2 oldu una göre, çekirdekten r uzakl kta bir elektronun bulunma olas l R 2 4πr 2 olmal d r. Buna radyal da l m fonksiyonu denir. Hidrojen atomu için r ye karfl radyal da l m fonksiyonlar çizildi inde fiekil 1.3. te görülen e riler ele geçer. Çekirdekten uzakl a (r) ba l olmay p sadece yöne (θ, φ,) ba l olan aç sal fonksiyonlar n karesi (Y 2 ) orbitallerin s n r düzey diyagramlar n verir (fiekil 1.2). Sonuç olarak dalga fonksiyonunun karesini kullanarak elektronun herhangi bir bölgedeki birim hacimde bulunma olas l n hesaplayabiliriz. Orbitaller in flekli ve yönlenme do rultular böyle bulunur. Radyal da l m fonksiyonu R 2 4πr 2 ile ifade edilir. fiekil 1.3 Hidrojen atomunun orbitallerinin Radyal da l m fonksiyon grafikleri Bu flekilde elde edilen orbital flekilleri, üç boyutda bulut modelleri olabilece i gibi, s n r yüzey diyagramlar da olabilir. S n r yüzey diyagramlar ço u zaman, elektronun toplam zaman n n %90-95 ini geçirdi i bölgenin s n r yüzeyinin iz düflümüdür. E rilerin baz yerlerinde fonksiyonun s f r de erlerini ald n görürüz (Yukar - daki flekilde oklar ile gösterilen noktalar). Bu da, söz konusu yerde elektronun bulunma olas l n n s f r oldu unu göstermektedir. Bu noktalara dü üm noktas denir. Radyal da l m fonksiyonlar n n uzakl kla de iflimini gösteren bu grafiklerde dü üm say s n-l-1 kadard r. 3s atom orbitalinin dü üm say s n hesaplayarak Radyal da l m e risini çiziniz. ÖRNEK Çözüm Dü üm say s n-l-1 formülü ile hesaplan r. Buna göre, Dü üm say s =3-0-1= 2 bulunur. fiekil 1.3 e bak ld nda iki dü üm noktas (elektronun bulunma olas l - n n s f r oldu u nokta) kolayl kla görülmektedir. 3p atom orbitalinin dü üm say s n hesaplay n z ve Radyal da l m e risini çiziniz. Bu grafikte birer nokta olarak görülen dü ümler, üç boyutlu atomda birer yüzeydir. Baflka bir deyiflle, atomda, elektronun bulunma olas l n n s f r oldu u yü- zeyler mevcuttur. Dü üm noktalar yla dü üm yüzeyleri aras ndaki iliflkiyi daha iyi kavramak için afla daki üç ayr s-tipi orbitalin durumunu inceleyiniz: 3 AMAÇLARIMIZ AMAÇLARIMIZ
10 Anorganik Kimya fiekil 1.4 s atom orbitallerinin Radyal da l m fonksiyon grafiklerindeki dü üm noktalar n n atom orbil flekillerindeki dü üm yüzey iliflkisi. Orbitallerin Enerji S ralamas Bohr un hidrojen atom modeli ve Schrödinger denkleminin çözümünde elde edilen enerji ba nt s bir çekirdekli sistemler için orbital enerjisinin sadece bafl kuantum say s na ba l oldu unu gösterir. Tek elektronlu sistemlerde orbital enerji s ralamas, 1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f...fleklindedir. (Bknz: Genel kimya ders kitab ) Bu enerji s ralamas hidrojenik sistemler için geçerli olup, en basit örne i He olan çok elektronlu atomlarda orbital enerjileri sadece baflkuantum say s (n) ile de il l ile de de iflir. Çok elektronlu sistemlerde Schrödinger denkleminin yaklafl k çözümü yap ld nda, orbital enerjilerinin biraz daha karmafl klaflt görülmektedir. Bu de iflikli in sebepleri elektronlar aras etkileflimler, çekirde e do ru girginlik ve içteki elektronlar n d fltakileri perdelemesi olaylar d r. fiekil 1.3 de görüldü ü gibi 3s, 3p ve 3d orbitallerindeki elektronlar n çekirde e yak n bölgelerde bulunma olas l klar, yani girginlik yetileri farkl d r. Girginlik yetisi 3s > 3p > 3d s ras na göre de iflir. Di er taraftan içte kalan elektronlar, d fltaki elektronlar, çekirde in etkisine karfl perdelemektedir. Çekirde in ve onu kuflatan elektronlar n d fltaki elektrona uygulad çekim kuvveti hesaplan rken, etkin çekirdek yükü (Z*) kavram ndan faydalan l r. Bu konuya ilerde yeniden dönece iz. 3s elektronlar n n girginlik yetisinin büyük olmas, onlar n, örne in 3d elektronlar na göre, çekirdek taraf ndan daha kuvvetli çekildi i anlam na gelir. Bu da, 3s deki elektronun enerjisinin, 3p ve 3d elektronlar na göre daha az olmas demektir. 3s deki elektron 3p dekine, 3p deki de, 3d dekine göre daha büyük etkin çekirdek yükü etkisindedir. Bu durumlar orbitallerin enerji s ralamas n etkiler (fiekil 1.5)
1. Ünite - Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler 11 fiekil 1.5 Çok atomlu sistemlerde atom orbitallerinin enerji s ralamas. ELEKTRON D Z L MLER Elektronlar bofl orbitallere dolarken, Aufbau Kurallar ad verilen bir seri davran fl ortakl gösterirler. Aufbau Kurallar söyle özetlenebilir. Aufbau ilkesine göre, elektronlar yerlefltirilirken en düflük enerjili orbitalden bafllamak gerekir. Bu genel kurala Madelung kural (veya Klechkowski kural ) denir. Orbitallerin enerji s ralamas n n bulunmas nda bir seri yaklafl m kullan l r. Bunlar, 1. Birden fazla elektrona sahip atomlar n elektron dizilimlerinde orbitallerin enerji s ralamas n+ l say sal de erine ba l d r. Bu de erin büyümesiyle orbital enerjisi yükselir. 1s < 2s < 3s < 4s < 5s 3s < 3p < 3d < 3f 4s < 4p < 4d 5p < 6d 6s < 4f n+ l = 1 2 3 4 5 3 4 5 6 4 5 6 6 7 6 7 2. Ayn n+ l de erine sahip olanlarda n de eri büyük olan n enerjisi yüksektir. 3p < 4s 3d < 4p < 5s 4d < 5p < 6s n+ l = 4 4 5 5 5 6 6 6 n+ l kural dikkate al nd nda öngörülen orbital enerji s ralamas afla daki gibi elde edilir. 1s <2s<2p<3s <3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p...
12 Anorganik Kimya fiekil 1.6 Atomik orbitallere elektron doldurulma s ras Yal t lm fl atom orbitalleri için elde edilen bu Aufbau enerji s ralamas bize elementlerin elektron dizilifllerini kolayca yazmam z sa lar. Bu s ralama yap l rken kullan m kolayl k olsun diye fiekil 1.6 dan faydalanabiliriz. Pauli D flarlama lkesine göre, bir atomda hiçbir zaman dört kuantum say s ayn olan iki elektron bulunamaz. Bir atomdaki iki elektronun ilk üç kuantum say s (n, l ve m l ) ayn olsa bile (iki elektron ayn orbitale girse bile) m s de erleri farkl d r. Yani bir orbital en fazla iki elektrona ve bu iki elektron z t yönlü spinlere sahip olmak zorundad r. s, p, d ve f alt katmanlar n n alabilecekleri elektronlara göre Çizelge 1.2 yaz labilir. Hund kural na göre, bir atomun temel (en düflük enerjili) halinde, efl enerjili (dejenere) ya da çok yak n enerjili orbitallere elektron dolarken, önce teker teker ve paralel spinli yerleflme olur; artan elektron varsa efllenmeler gözlenir. En düflük enerjili düzenlenme, en kararl halin karfl l d r. Ayn yüke sahip elektronlar birbirlerini itece inden, en kararl halde, elektronlar birbirinden olabildi ince uza a yerleflmifl durumdad r. Çizelge 1.2 Kuantum say lar yla elde edilen orbitaller ve alabilecekleri toplam elektron say lar Tabaka Baflkuantum say s (n) Alt tabakalar Elektron say s K 1 1s 2 L 2 2s,2p 8 M 3 3s,3p,3d 18 N 4 4s,4p,4d,4f 32 Tüm bu kurallar dikkate alarak elementlerin elektronik dizilimleri yaz labilir. Bir atomdaki elektronlar n konumu ana enerji düzeyleri (1, 2, 3, 4, 5...) ve yan enerji düzeyleri (s, p, d, f...) kullan larak yap l r. Elektron say s orbitali gösteren harfin sa üst taraf na yaz l r. K sa bir gösterim olmamakla birlikte bazen orbitaller kutu, elektronlar da oklarla gösterilir.
1. Ünite - Atomun Yap s ve Periyodik Özellikler 13 1 H 1s1 2He 1s2 3 Li 1s2 2s 1 4 Be 1s2 2s 2 5 B 1s2 2s 2 2p x 1 6 C 1s2 2s 2 2p x 1 2p y 1 7 N 1s2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 8 O 1s2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1 9 F 1s2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p z1 10 Ne 1s2 2s 2 2p 2 x 2p 2 y 2p 2 z Madelung kural, Pauli D flarlama lkesi ve Hund Kural dikkate al nd nda, VIB ve IB grubu elementlerin elektronik dizilimleri, s ras yla ns 2 (n-1)d 4 ve ns 2 (n-1)d 9 ile biter. Alt kabuklar n yar dolu veya tam dolu olmas durumu di er durumlara göre daha kararl bir hal olmas ndan dolay bu elektronik dizilimi ns 1 (n-1)d 5 ve ns 1 (n-1)d 10 fleklinde de ifltirilir. Elementlerin iyonik hallerinin elektron dizilimi yap l rken dikkatli olunmal - d r. Çünkü, elektronlar dolarken geçerli olan orbital enerji s ralamas, elektronlar n tamam yerlefltikten sonra az da olsa de iflebilir ve genellikle, bafl kuantum say s en yüksek olan orbital, en yüksek enerjili orbital olur. Elektronlar n nötr atomu terketmesi de, bu enerji s ralamas na uygun olarak en d fl orbitalden (en büyük n de erine sahip orbitalden) bafllar. Örne in geçifl elementlerinin katyonik hallerinde ilk önce nötr haldeki atomun elektron dizilimi yaz ld ktan sonra, en d fl katman en sa a gelecek flekilde yeniden düzenleme yap l r. Elektronlar önce en d fl orbitalden (ns), gerekiyorsa daha sonra (n-1) katman ndan verilir. Çizelge 1.3 de baz SIRA atom S ZDE ve iyonlar n elektronik dizilimleri verilmifltir. Örnek olarak, Ni 2+ ve Fe 3+ iyonlar n n elektron dizilimlerinin nas l belirlendi i, afla da izlenebilir: 26 Fe: [Ar] 3d6 4s 2 26 Fe3+ : [Ar]3d 5 4s 0 28 Ni: [Ar]3d8 4s 2 28 Ni2+ : [Ar]3d 8 4s 0 Aufbau kurallar n n, ad kural olmakla birlikte, flaflmaz kurallar olmad, asl nda kuraldan çok bir genel e ilim ifadesi oldu u unutulmamal d r. Örne in, Pd elementinin (Z=46) elektron dizilimi bu kurala uymaz. Nadir toprak elementlerinin ço unun elektron dizilimi de bu Aufbau kurallar na göre yaz l nca yanl fl olur. Bu kurallar, ad na bakarak her elementin uymak zorunda oldu u kurallar gibi görmek yerine, ço u zaman do ru sonuca götüren bir kolayl k gibi görmek daha do rudur. AMAÇLARIMIZ AMAÇLARIMIZ K T A P K T A P
14 Anorganik Kimya Çizelge 1.3 Baz atom ve iyonlar için elektron dizilimleri Atom Elektron dizilimi yon Elektron dizilimi 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 7 N3-1s 2 2s 2 2p 6 =[Ne] 12 Mg [Ne]3s 2 11 Na+ 1s 2 2s 2 2p 6 =[Ne] 13 Al [Ne]3s 2 3p 1 13 Al3+ [Ne] 21 Sc [Ar]4s 2 3d 1 22 Ti2+ [Ar]3d 2 22 Ti [Ar]4s 2 3d 2 25 Mn3+ [Ar]3d 4 23 V [Ar]4s 2 3d 3 26 Fe3+ [Ar]3d 5 24 Cr [Ar]4s 1 3d 5 29 Cu+ [Ar]3d 10 25 Mn [Ar]4s 2 3d 5 29 Cu2+ [Ar]3d 9 46 Pd [Kr]4d 10 30 Zn2+ [Ar]3d 10 50 Sn [Kr]5s 2 4d 10 5p 2 32 Ge+ [Ar]4s 2 3d 10 4p 1 51 Sb [Kr]5s 2 4d 10 5p 3 50 Sn2+ [Kr]5s 2 4d 10 52 Te [Kr]5s 2 4d 10 5p 4 57 La [Xe]5d 1 6s 2 47 Ag+ iyonunun SIRA elektron S ZDE dizilimini yaz n z. Etkin Çekirdek Yükü Bohr Atom Modelinin tek elektronlu sistemleri aç klayabildi ini ancak çok elektronlu sistemlerde baflar s z oldu unu biliyoruz. Çok elektronlu atomlar n elektronlar n n enerjisine iliflkin deneysel sonuçlar, baz yaklaflt rmalar yaparak aç kla- mak mümkündür. Örne in, iyonlaflma enerjisi atomdan elektron kopartmak için verilen enerji oldu una göre bu enerji, o elektronun temel haldeki enerjisine büyüklükçe eflit olmal d r. Bir elektronlu sistemlerde elektronun enerjisi çekirdek yükünün AMAÇLARIMIZ karesi SIRA ile S ZDE do ru orant l d r. Bu durumda Helyum atomunda ikinci elektronun etkileflim yapmad düflünüldü ünde iyonlaflma enerjisinin hidrojenin enerjisinden 2 2 = 4 kat büyük olmas n gerektirir. Ancak deneysel verilere bak ld nda hidrojenin iyonlaflma enerjisi 1316,7 kj/mol iken helyumun 2374,2 kj/mol oldu unu görürüz. Çekirdek yükünü +2 ve elektron yükünü -1 olarak ald m zda, Hel- AMAÇLARIMIZ yum için beklenen de er 4 x 1316,7 = 5266,8 kj/mol olmal yd. Slater, bu uyuflmazl K T A P aç klamak K için, T A Phelyumdaki elektronun, net çekirdek yükünü de il bir etkin çe- kirdek yükünü (Z*) gördü ünü varsaym flt r. Etkin çekirdek yükünü, iyonlaflma enerjilerinden yararlan larak hesapland nda, Z* (He) İE(He) 2374,2 İE(H) 1316,7 =1,34 4 bulunur. Bir atomun en d fltaki bir elektronunu ele alal m. Bu elektronun, iç elektronlar n perdelemelerinden dolay, çekirde in ancak belli bir k sm ndan etkilenece i aç kt r. fiekil 1.3 e bak ld nda 3s de iki, 3p de bir ve 3d ise hiçbir dü üm noktas bulunmad, 3s de üç, 3p de iki ve 3d de tek bir maksimum oldu u görülür. Dü üm say s ve maksimumlar orbitallerde bulunan elektronlar n iç elektron bulutunu geçerek çekirde e yaklaflma (girginlik) özelliklerini belirler. Ör-