Etiket Arşivleri: Atom

Atomlar ve Atom Teorisi

İlk kimyasal bulgular
Elektronlar ve atom çekirdeği
Kimyasal elementler
Atom kütleleri
Mol kavramı


Atomun Yapısı ve Periyodik Sistem Ders Notu ( Dr. Atilla EVCİN )

Yrd. Doç. Dr. Atilla Evcin Afyonkarahisar Kocatepe Üniversitesi Mühendislik Kimyası Ders Notları 2006

Atomun Yapısı

Atom Nedir?

Dalton Atom Modeli

Thomson Atom Modeli

Katot Işınları Deneyi

Milikan Yağ Deneyi

Taneciğin Yükünün Hesaplanması

Rutherfırd Atom Modeli

Yüklerin Davranışları

….

Atomlar

Atomlar
Eşya malzeme madde element atom Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar) Maddelerin atom denen bölünemeyen çok küçük parçacıklardan meydana geldiği fikri ilk kez M.Ö. 5. asırda Demokritos tarafından ortaya atılmıştır. Bu fikir o zamanlar fazla kabul görmemiştir. 19. y.y. başlarında İngiliz bilim adamı John Dalton ilk atom teorisini ortaya atan bilim adamıdır.
Dalton’un atom teorisi
1.Elementler atom denilen çok küçük parçacıklardan meydana gelmiştir. Bir elementin bütün atomları büyüklük, kütle ve kimyasal özellikler bakımından birbirinin aynıdır.
2.Bir elementin atomları, diğer bütün elementlerin atomlarından farklıdır.
3.Bileşikler birden fazla elementin atomlarından meydana gelmiştir. Herhangi bir bileşikte, herhangi iki elementin atomlarının sayılarının birbirlerine oranı basit ve sabit bir orandır.
4.Bir kimyasal reaksiyon sadece atomların birbirlerinden ayrılmalarını, birleşmelerini veya yeniden düzenlenmelerini içerir. Kimyasal reaksiyonlarda atomların oluşmaları veya yok olmaları söz konusu değildir.
Thomson’un atom modeli
Rutherford’un atom modeli
Atomun yapısı
Elektronlar atomun bir parçasıdır. Elektronlar (–) yüklü parçacıklardır, atomlar ise nötrdür. Dolayısıyla atomlarda elektronların yükünü dengeleyecek (+) yüklü parçacıkların olması gerekir.
Çekirdek atomun bir diğer parçası olup elektronlarla eşit oranda fakat ters işaretli (+) yük taşırlar.
Nötron ve protonlar
Rutherford’un atom modeline göre pozitif yüklü atom çekirdeği atomun merkezinde, küçük bir hacim kaplamıştır. Negatif yüklü elektronlar ise atom çekirdeği etrafında belirli yörüngelerde hareket etmektedirler.
Bu modele göre çekirdeği +2 yüklü olan helyumun kütlesi, çekirdeği +1 yüklü olan hidrojenin kütlesinden iki kat fazla olmalıdır. Fakat gerçekte helyumun kütlesi hidrojenin kütlesinin dört katıdır.
Bunun sebebi atom çekirdeğinin hem pozitif yüklü protonlardan hem de elektrik yükü olmayan nötronlardan oluşmasıdır.
Bohr Atom Modeli
Rutherford atom modelinde, elektronların çekirdek çevresinde ne şekilde bulundukları hakkında herhangi bir bilgi bulunmamaktadır.
Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel hareketi gibi, hareket halinde oldukları düşünüldü.
1913 yılında Hollandalı Fizikçi Niels Bohr klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu için yeni bir model ileri sürdü.
Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde özetlenebilir:
1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel yörüngelerde hareket etmektedir.
2. Elektronun hareket edebildiği yörüngelerin belli enerji değerleri vardır. Elektron, bu belli enerjiye sahip yörüngelerde bulunduğu sürece enerji yaymaz.
3. Elektron bir üst enerji düzeyinden (yörüngeden), alt enerji düzeylerine düştüğünde ışıma şeklinde enerji yayar. Yayımlanan ışık fotonunun enerjisi E = hn’dür.
Hidrojen atomundaki enerji düzeyleri’nin (yörüngeler) enerjisi, aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır.
Bohr tarafından önerilen atom modeli, aşağıdaki şekilde şematize edilebilir.
Bohr Atomu
Hidrojen atomunda, yayılan bütün ışınların frekansları aşağıdaki eşitlikten hesaplanabilir.
Dalga-Tanecik İkiliği
1924 yılında Louis de Broglie, hareket eden küçük taneciklerin de dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü.
De Broglie, elektronun tanecik özelliğinden başka dalga özelliğine de sahip olduğunu düşündü.
De Broglie bu düşüncesini, bir elektron demetini kristal üzerine gönderdiğinde tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma uğraması ile deneysel olarak kanıtladı.
Elektronların dalga özelliğinin keşfi ile, elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti.
Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı.
Günümüzde, modern elektron mikroskopları sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir.
De Broglie’ye göre bir elektronun dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade edilir.
Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi
Heisenberg’e göre, elektron gibi çok küçük taneciklerin yeri ve momentumu (hızı) aynı anda hassas bir şekilde belirlenemez.
Yeri hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında, momentumunda belirsizlik artar.
Momentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar.
Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir.
Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar
De Brogli’ye göre, elektron dalga özelliğine de sahiptir.
Heisenberg ise elektronun yerinin hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini ileri sürmektedir.
Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom modeline yeniden bakıldığında, bu modelin kısmen yanlış olduğu görülmektedir.
De Broglie ve Heisenberg’in görüşleri doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir) atomda elektronların kesin yörüngeler üzerinde hareket ettiğini söylemek yanlıştır.
Yani, elektronun çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde hareket ettiği görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr atom modelindeki 1. madde).
Dalga Mekaniği Atom Modeli (Modern Atom Kuramı)
1927 yılında Erwin Schrödinger, elektronların dalga özelliğine sahip olduğu gerçeğinden hareket ederek, elektron gibi çok küçük taneciklerin üç boyutlu uzaydaki hareketini tanımlayan bir denklem ileri sürdü.
Modern Atom Kuramı
Schrödinger denkleminin çözümünden, n, l, ml şeklinde üç kuantum sayısı bulunur.
Bu kuantum sayılarının üçünün belli değerleri, elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık gelir.
Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere “orbital” denir.
Orbitallerin kesin sınırları olmamakla beraber, elektronun zamanının %90-95’ini geçirdiği bölgeye orbital denmektedir.
Schrödinger denkleminin çözümüyle elde edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde artık yörünge kavramı tamamen çürütülmüştür.
Yeni atom modelinde, elektron, kesin yörüngeler üzerinde değil, orbital adı verilen uzay parçalarında hareket etmektedir.
Kuantum teorisine göre atom
Atomun kuantum modelini Bohr, De Broglie, Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları atomun bugün kabul edilen modelinin gelişmesinde rol oynadılar.
Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur. Elektronlar ise varlıkları ve şekilleri matematiksel olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin etrafında dalga karakterinde bir hareketle dolaşırlar.
Orbital
s orbitalleri
p orbitalleri
Atom numarası, kütle numarası, izotoplar
Atom numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir.
Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir.
Nötron sayısı = A – Z
Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron sayılarının farklılığından dolayı izotop olan atomların kütleleri farklıdır.
Atom numarası, kütle numarası, izotoplar
Kuantum Sayıları
Baş kuantum sayısı (n): Enerji düzeylerini ve elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığını gösterir.
n = 1, 2, 3, 4, ……∞ kadar pozitif tamsayılı değerler alır.
Açısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital türünü belirler.
Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1).
n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital s
n = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital p
n = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital d
n = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f
Magnetik kuantum sayısı (ml): Magnetik kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve uzaydaki yönelişlerini belirler.
ml = -l, …., 0, …., +l kadar değer alır.
Örneğin:
l = 1 ise ml = -1, 0, +1
Kuantum sayılarının takımı, orbitalleri nasıl etkiler?
Her 3 kuantum sayısının bir setine, 1 orbital karşılık gelmektedir.
Örneğin:
n = 1 ise l = 0 ve ml = 0 1s orbitali
Soru: n = 2 ve n = 3 enerji düzeylerini, kuantum sayıları ve orbitaller açısından tanımlayınız.
Soru: n = 4, l = 2 ve ml = 0 kuantum sayılarına karşılık gelen orbital hangisidir?
Baş kuantum sayısı n’ye kabuk, açısal kuantum sayısı l’ye ise alt kabuk da denir.
Her bir kabukta (yani enerji düzeyinde) n2 tane orbital vardır.
Her bir alt kabuk (2l + 1) tane orbital içerir.
Atomik Orbitaller
Atomik orbitaller; s, p, d ve f notasyonları kullanılarak gösterilir.
Bütün s-orbitalleri küresel yapılıdır.
p-Orbitalleri üç tane olup eş enerjilidir. Bu orbitaller; x, y ve z eksenleri üzerinde yer alıp, ikişer lob’a sahiptir.
x-Ekseni üzerinde yer alan orbitale px, y-ekseni üzerinde bulunan orbitale py ve z-ekseni üzerinde bulunan orbitale ise pz orbitali denir.
p-Atomik Orbitalleri
d-Atomik Orbitalleri
d-Orbitalleri dörder lob’lu olup, eksenler üzerinde ve eksenler arası bölgelerde bulunurlar.
dx2-y2 ve dz2 exenler boyunca; dxy, dyz ve dzx orbitalleri ise eksenler arası bölgelerde yönlenirler.
d-Atomik Orbitalleri
d-Orbitalleri
f-Atomik Orbitalleri
7 tane f-orbitali olup, bunlar altışar lob’lu dur.
Dışardan herhangi bir magnetik etki olmadıkça, bütün f-orbitalleri eş enerjilidir.
Spin Kuantum Sayısı (ms)
Elektronun çekirdek çevresinde yaptığı hareketten başka, bir de kendi ekseni etrafında yaptığı dönme hareketi vardır.
Kendi ekseni etrafındaki bu dönme hareketine, spin hareketi denir.
Bu spin hareketi de kuantlaşmış olup, spin kuantum sayısı (ms) ile tanımlanmaktadır.
Spin hareketi, saatin dönme yönünde ve tersi yönünde olmak üzere iki türlüdür.
Bu nedenle, spin kuantum sayısı ms = ± ½ şeklinde iki değer almaktadır.
Orbitallerin enerji Sırası
Çok elektronlu atomlarda orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı (n) ve açısal kuantum sayısı (l)’ye göre tespit edilir.
Orbitallerin enerjisi (n + l) toplamına göre düzenlenir.
(n + l) toplamı büyük olan orbitalin enerjisi büyük, küçük olanının enerjisi küçüktür.
(n + l) toplamı eşit olan atomik orbitallerin enerjisi, baş kuantum sayısı n’ye göre belirlenir.
n’si küçük olan atomik orbitalin enerjisi küçük, n’si büyük olan orbitalin enerjisi büyüktür.
Orbital n l n + l
1s 1 0 1
2s 2 0 2
2p 2 1 3
3s 3 0 3
3p 3 1 4
3d 3 2 5
4s 4 0 4
4p 4 1 5
4d 4 2 6
4f 4 3 7
Orbitallerin enerji sırasını bulmada kullanılan pratik bir yol çapraz tarama olarak bilinen yoldur.
Bu yöntemde, sol üst orbitalden başlayıp hiçbir orbital atlamadan çapraz olarak tüm orbitaller taranır.
Elementlerin Elektronik Yapıları
Bir atomda elektronların düzenlenme şekline atomun elektronik yapısı denir.
Elektronlar, orbitalleri üç kurala uyarak doldururlar. Bunlar:
Elektronlar, orbitalleri en az enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. Düşük enerji seviyeli bir orbital tamamen dolmadan, bir üst seviyedeki orbitale elektron giremez (Aufbau İlkesi).
Bir orbitale en fazla ters spinli iki elektron girebilir (Pauli İlkesi).
Atom içerisinde elektronların girebileceği aynı (eş) enerjili birden fazla boş orbital varsa, elektronlar bu orbitallere önce paralel spinlerle tek tek girerler.
Böylece, eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş (yani tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar, zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar (Hund Kuralı)
Elementlerin Elektron Konfigurasyonları (Dağılımları)
Atomik orbitaller, çoğu zaman bir kare, daire yada yatay bir çizgi ile gösterilirler.
Elektronlar ise çift çengelli oklar ile temsil edilirler.
Aufbau İlkesinden Sapmalar
Çoğu element için Aufbau Yöntemine göre öngörülen elektron dağılımları deneysel olarak da doğrulanmıştır.
Birkaç elementin elektron dağılımı, bazı ufak sapmalar gösterir.
Bu değişiklikler, dolu ve yarı dolu orbitallerin kararlılığı ile açıklanır (küresel simetri).
Magnetik Özellikler
Atomlar, iyonlar ve moleküller; magnetik alanda farklı davranış gösterirler.
Eşleşmemiş elektronlar içeren maddeler, paramağnetik özellik gösterirler.
Paramağnetik maddeler, mağnetik alan tarafından kuvvetle çekilirler.
Na atomu, hidrojen atomu veya oksijen molekülü (O2) paramanyetik özellik gösterir.
Bir maddenin bütün elektronları eşleşmişse, o madde diamagnetik özellik gösterir.
Diamagnetik maddeler, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.
Mg ve Ca atomları, diamagnetik özellik gösterip, magnetik alan tarafından zayıf bir kuvvetle itilirler.
Bazı maddeler de magnetik alan tarafından kuvvetle itilirler.
Bu tür maddelere, ferromagnetik maddeler denir.
Fe, Co ve Ni, bu özelliğe sahip maddelere örnek teşkil eder.
Grup ve Peryot Bulunması
Atom numarası verilen elementin elektron dağılımı yapılır.
Orbital katsayısı en yüksek olan sayı, elementin periyot numarasını verir.
Son elektron s veya p orbitalinde bitmişse, element A grubundadır.
s-Orbitali üzerindeki sayı doğrudan A grubunun numarasını verir.
Elementin elektron dağılımı p orbiatli ile bitmişse, p’nin üzerindeki sayıya 2 ilave edilerek grup numarası bulunur.
Örnekler:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 3. Peryot, 1A Grubu
17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3. Peryot, 7A Grubu
En son elektron d orbitalinde bitmişse, element B grubundadır.
Örnek:
25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
4. Periyot, 7B Grubu
Elektron dağılımı yapılan elementin en son elektronu 4f orbitalinde bitmişse Lantanitler, 5f de bitmişse Aktinitler serisinin bir üyesidir.
Periyodik Tablo (Çizelge)
Periyodik tablonun temel özelliği, elementleri artan atom numaralarına göre yan yana ve benzer özelliklerine göre de alt alta toplamasıdır.
Periyodik tabloda yatay sütunlara peryot, dikey sütunlara da grup denir.
Perydik tablo, 8 tane A ve 8 tane de B grubundan oluşmaktadır.
Periyodik tabloda grup sayısı artmaz ama sonsuz sayıda peryot olabilir.
Her peryot s ile başlar, p ile biter.
Birinci peryot 2 (H ve He), ikinci ve üçüncü peryotlar 8, dördüncü ve beşinci peryotlar 18 element bulundururlar.
Periyodik tabloda, bazı elementlerin özel adları vardır.
1A grubu elementlerine alkali metaller, 2A grubu elementlerine toprak alkali metaller, 7A grubu elementlerine halojenler ve 8A grubu elementlerine de soygazlar denir.
Alkali Metaller
Lityum Li
Sodyum Na
Potasyum K
Rubityum Rb
Sezyum Cs
Fransiyum Fr
Toprak Alkali Metaller
Berilyum Be
Magnezyum Mg
Kalsiyum Ca
Stronsiyum Sr
Baryum Ba
Radyum Ra
Periyodik Tablo
Halojenler
Flor F
Klor Cl
Brom Br
İyot I
Astatin At
Soygazlar
Helyum He
Neon Ne
Argon Ar
Kripton Kr
Ksenon Xe
Radon Rn
Elementler, fiziksel özelliklerine göre metaller ve ametaller olmak üzere iki şekilde sınıflandırılır.
Elementlerin çoğu metaldir ve metaller;
Elektrik ve ısıyı iyi iletirler,
Cıva hariç oda sıcaklığında katıdırlar ve taze kesilmiş yüzeyleri parlaktır,
Dövülerek levha haline gelebilirler,
Çekilerek tel haline gelebilirler,
Yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler,
Bileşiklerinde daima pozitif (+) yükseltgenme basamaklarına sahiptirler,
gibi özellikleri vardır.
Periyodik tablonun sağ üst tarafında bulunan çok az element, metallerden farklı özelliklere sahiptir ve bunlara ametaller denir.
Azot, oksijen, klor ve neon gibi bazı ametaller oda sıcaklığında gazdır.
Brom sıvıdır.
Karbon, fosfor ve kükürt gibi bazı ametaller katı olup kırılgandırlar.
Metallerle ametaller arasında bulunan bazı elementler, hem metalik hem de ametalik özellikler gösterir ve bunlara yarımetaller veya metaloidler denir.
Yarımetaller (Metaloidler)
Bor B
Silisyum Si
Germanyum Ge
Arsenik As
Antimon Sb
Tellur Te
Astatin At
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atom yarıçapları
Atomlar, küresel yapılı tanecikler olarak kabul edilir.
Atom yarıçapı, çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.
Atomlar tek tek izole edilemediğinden, yarıçaplarının doğrudan ölçülmesi zordur.
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Atom yarıçapları, daha çok dolaylı yollardan bulunur.
Örneğin, birbirine kovalent bağla bağlı iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklık (bağ uzunluğu) deneysel olarak ölçülebilir. Bu değerin uygun şekilde ikiye bölünmesi ile, atom yarıçapı bulunur.
Bu şekilde bulunan yarıçapa “Kovalent yarıçap” denir.
Metaller için “Metalik yarıçap”, kristal hallerdeki katı metalde yan yana bulunan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısı olarak belirlenir.
Atom yarıçapları, daha çok pikometre (pm) cinsinden verilir.
1 pm = 10-12 m
Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa doğru gidildiğinde, genel olarak atom yarıçapları küçülür.
Bir grup boyunca yukardan aşağıya doğru inildiğinde ise, genel olarak atom yarıçaplarında artış olur.
İyon yarıçapları, iyonik bağla bağlanmış iyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık deneysel olarak ölçülüp, katyon ve anyon arasında uygun bir şekilde bölüştürülmesi ile bulunur.
Her hangi bir atomdan türetilen pozitif iyon, daima o atomdan daha küçüktür.
Atomlar ve İyonların Büyüklüğü
Bir atomun +2 yüklü iyonu +3 yüklü iyonundan daha büyüktür.
Örneğin;
Fe 117 pm
Fe+2 75 pm
Fe+3 60 pm
Buna karşılık, negatif bir iyonun yarıçapı daima türediği atomunkinden daha büyüktür.
Örneğin;
Cl 99 pm
Cl- 181 pm
Soru: Periyodik çizelgeden yararlanarak, parantez içerisinde verilen atom ve iyonları büyüklüklerine göre sıralayınız (Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+)
İyonlaşma Enerjisi
Gaz halindeki izole bir atomdan, bir elektron uzaklaştırarak yine gaz halinde izole bir iyon oluşturmak için gerekli olan minimum enerjiye “iyonlaşma enerjisi” denir.
İyonlaşma enerjisi, tanımından da anlaşılacağı gibi, bir atomdaki elektronların çekirdek tarafından ne kadar bir kuvvetle çekildiğinin bir ölçüsüdür.
Aynı zamanda iyonlaşma enerjisi, elektronları çekirdeğe bağlayan kuvveti yenmek için gerekli olup, bir atomun elektronik yapısının ne kadar kararlı olduğunun da bir ölçüsüdür.
Bir elektronu uzaklaştırılmış bir iyondan, ikinci bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye de “ikinci iyonlaşma enerjisi” denir.
Aynı şekilde, üçüncü, dördüncü ve daha büyük iyonlaşma enerjileri de tanımlanır.
Bir sonraki iyonlaşma enerjisi, daima bir önceki iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür.
Periyodik çizelgede bir grup boyunca, yukardan aşağıya inildikçe elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak azalır.
Element Atom yarıçapı(pm) IE1(kj/mol)
Li 152 520,2
Na 186 495,8
K 227 418,8
Rb 248 403,0
Cs 265 375,7
Periyodik çizelgede bir periyot boyunca, soldan sağa doğru gidildiğinde elementlerin birinci iyonlaşma enerjileri genel olarak artar.
Metal atomları, ametal atomlarına kıyasla, daha düşük iyonlaşma enerjisine sahiptirler.
Elektron İlgisi
İyonlaşma enerjisi elektron kaybı ile ilgilidir.
Elektron ilgisi (EI) iyonlaşma enerjisinin tersi olup, gaz halindeki nötr bir atoma elektron katılarak yine gaz halindeki negatif bir iyon oluşturma işlemidir.
Bu tür işlemlerde her zaman olmamakla beraber, enerji açığa çıkar.
Bu nedenle, birinci elektron ilgilerinin (EI1) büyük bir çoğunluğu, negatif işaretlidir.
Kararlı elektronik yapıya sahip olan elementlerin, bir elektron kazanması enerji gerektirir.
Yani olay endotermiktir ve elektron ilgisi pozitif işaretlidir.
Elektron İlgisi
Genel olarak, Periyodik çizelgede bir periyot boyunca soldan sağa gidildiğinde elektron ilgisi artar.
Bir grupta yukarıdan aşağıya doğru inildiğinde ise elektron ilgisi azalır.
Ametaller, metallere kıyasla daha yüksek elektron ilgisine sahiptirler.
Bazı elementler için ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri de tayin edilmiştir.
Negatif bir iyon ile bir elektron birbirlerini iteceklerinden, negatif bir iyona bir elektron katılması enerji gerektirir.
Bu nedenle, bütün ikinci elektron ilgisi (EI2) değerleri, pozitif işaretlidir.
Elektron İlgisi
Kimyasal Bağlar
Atomları bir arada tutan kuvvete, kimya dilinde kimyasal bağ denir.
Kimyasal bağlar, aile içindeki yada akrabalar arasındaki bağlara benzetilebilir.
1916-1919 yılları arasında Amerikalı Kimyacı Gilbert Newton Lewis ve arkadaşları tarafından Kimyasal bağlarla ilgili önemli bir kuram geliştirilmiştir.
“Lewis Bağ Kuramı” olarak da bilinen bu kuram, şu temel esasa dayanır.
Soy gazların asallıkları (reaksiyon verme eğilimlerinin olmayışı) elektron dağılımlarından dolayıdır ve diğer elementlerin atomları, soy gaz atomlarının elektron dağılımlarına benzemek amacıyla bir araya gelmektedir.
Lewis Simgeleri ve Lewis Yapıları
Lewis, kendi kuramı için özel bir gösterim geliştirmiştir.
Lewis simgesi, iç kabuk elektronları ve çekirdeği gösteren bir simge ile dış kabuk (değerlik) elektronlarını gösteren noktalardan oluşur.
Kimyasal Bağlar
Soru: Parantez içerisinde verilen elementlerin Lewis simgelerini yazınız (15P, 16S, 53I, 18Ar, 12Mg, 3Li).
Kimyasal Bağlar
Kimyasal Bağ Çeşitleri
İyonik bağ
Kovalent bağ
Metalik bağ
İyonik Bağ
Bir atomdan diğerine elektron aktarılması ile oluşan bağlara iyonik bağ denir.
İyonik bağ, daha çok metalik özellik gösteren elementlerle ametaller arasında meydana gelir.
Metaller, iyonlaşma enerjileri düşük olup elektron vermeye ve pozitif iyonlar oluşturmaya eğilimlidirler.
Ametallerin ise elektron ilgileri yüksek olup, negatif iyonlar oluşturmaya meyillidirler.
Böylece elektron alışverişi sonucu oluşan bu küresel yapılı pozitif ve negatif iyonlar, birbirlerini elektrostatik çekim kuvvetleri ile çekerek iyonik bağı oluştururlar.
İyonik Bağa ve İyonik Bileşiklerin Lewis Yapılarına Örnekler:
Sodyum klorürün (NaCl) Lewis yapısı
Bu tepkimede yer alan atom ve iyonların tam elektronik yapıları
Örnek: Magnezyum klorür’ün (MgCl2) Lewis Yapısı
Örnek: Aluminyum oksit’in (Al2O3) Lewis Yapısı
Soru: Aşağıda adları verilen bileşiklerin, Lewis yapılarını yazınız.
a) kalsiyum klorür b) lityum oksit
c) baryum sülfür
İyonik Bileşiklerin Özellikleri
İyonik bileşiklerin moleküler (kovalent) bileşiklerden farklı birçok özellikleri olup, bu özellikler şu şekilde sıralanabilir:
İyonik bileşikler katı halde iken son derece düşük elektriksel iletkenlik gösterirler. Oysa bu bileşikler eritildiklerinde yada suda çözüldüklerinde, oldukça iyi elektriksel iletkenlik gösterirler.
İyonik Bağ
İyonik bileşikler, yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptirler.
İyonik bileşikler çok sert fakat kırılgandırlar.
İyonik bileşikler, genellikle su gibi polar çözücüler içerisinde çözünürler.
Kovalent Bağ
Kovalent bağ, ametal atomları arasında meydana gelir.
Ametal atomları, elektron ilgileri bakımından birbirlerine benzediklerinden kovalent bağların oluşumu esnasında elektron aktarımı olmaz.
Bunun yerine, elektronlar ortaklaşa kullanılır.
Bu şekilde, elektronların ortaklaşa kulanımına dayalı bağ türüne “kovalent bağ” denir.
Kovalent bağa ve kovalent moleküllerin Lewis yapılarına örnekler:
Örnek: H2
Kovalent Bağ
Örnek: Cl2
Kovalent Bağ
Örnek: HCl
Kovalent Bağ
Örnek: H2O
Katlı Kovalent Bağlar
Örnek: O2
Katlı Kovalent Bağlar
Örnek: N2
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu
Bağ derecesi; bir bağın tekli, ikili yada üçlü olduğunu gösterir.
Bağ Türü Bağ Derecesi
Tekli 1
İkili 2
Üçlü 3
Bağ Derecesi ve Bağ Uzunluğu
Bağ Uzunluğu, birbirlerine kovalent bağla bağlı iki atomun merkezleri arasındaki uzaklık olarak tanımlanır.

Atomlar, Moleküller ve İyonlar ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

ATOMLAR, MOLEKÜLLER VE İYONLAR

Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

2. Atomlar, Moleküller ve İyonlar 2.1. Atom Kuramı 2.2. Atomun Yapısı 2.2.1. Elektron 2.2.2. Radyoaktiflik 2.2.3. Proton ve Çekirdek 2.2.4. Nötron 2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar 2.4. Periyodik Çizelge 2.5. Moleküller ve İyonlar

2.6. Kimyasal Formüller 2.6.1. Molekül Formülü 2.6.2. Kaba Formül 2.6.3. İyonik Bileşiklerin Formülü 2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. İyonik Bileşikler 2.7.2. Moleküler Bileşikler 2.7.3. Asitler ve Bazlar

2.1. Atom Kuramı Milattan önce beşinci yüzyılda, yunan filozofu Democritus, bütün maddeleri, bölünemez veya kesilemez anlamında atomos olarak adlandırılan, çok küçük, bölünmez taneciklerden oluştuğunu öne sürmüştür. ĐĐlklk bilimsel araştırmalardan elde edilen deneysel kanıtlar atom kavramına destek sağlamış ve zamanla element ve bileşiklerin modern tanımlarının yapılmasına yol açmıştır. Bugün atom adını verdiğimiz, maddenin bölünmez yapı taşlarının tanımı, 1808 yılında, bir İngiliz bilim adamı ve öğretmen olan John Dalton tarafından tam olarak yapılmıştır.

Dalton Atom Kuramı aşağıdaki gibi özetlenebilir: 1-Elementler atom adı verilen son derece küçük taneciklerden oluşurlar. 2-Belli bir elementin bütün atomları birbirinin aynıdır, ancak bir elementin atomları diğer bütün elementin atomlarından farklıdır. 3-Bileşikler birden çok elementin atomlarından oluşmuştur. Herhangi bir bileşikteki iki elementin atom sayılarının oranı bir tam sayı yada basit tam sayılı bir kesirdir. 4-Kimyasal tepkimeler, yalnızca atomların birbirlerinden ayrılması, birbirleri ile birleşmesi yada yeniden düzenlenmesinden ibarettir.

Dalton atom kuramına göre, bir elementin atomları birbirinin aynıdır, fakat diğer elementlerin atomlarından farklıdır. 3. varsayımda, bir bileşik oluşturabilmek için belli elementlerin belirli sayıda atomlarına gereksinim olacağına işaret edilmektedir. Sabit oranlar yasası bir bileşiğin farklı örneklerinde, bileşiği oluşturan elementlerin kütlece daima aynı oranda bulunduklarını belirtir.

Dalton’un 3. Varsayımı diğer bir önemli yasa olan katlı oranlar yasasınıda destekler niteliktedir. Bu yasaya göre; iki element birden fazla bileşik oluşturmak üzere birleşebilirse, bir elementin belli bir kütlesi ile birleşen diğer elementin farklı kütleleri arasında küçük tam sayılı bir oran vardır. Dalton’un dördüncü varsayımı, madde yoktan var edilemez ve varken yok edilemez diye bilinen kütlenin korunumu yasasının başka bir ifadesidir.

2.2. Atomun Yapısı Dalton atom kuramına göre, atom bir elementin kimyasal olarak birleşebilen temel birimi olarak tanımlanabilir. Dalton, atomu hem çok küçük hemde bölünemez olarak düşünmüştür. Oysa 1850’li yıllarda başlayıp 20.yy a kadar uzanan araştırmalar, atomların atom altı tanecikler adı verilen daha da küçük taneciklerden oluştuğunu göstermiştir. Bu araştırmalar elektron, proton ve nötronların keşfine yol açmıştır.

2.2.1.Elektron

2.2.2. Radyoaktiflik 1895’te Alman fizikçi, Wilhelm Röntgen katot ışınlarının, cam ve metallerin olağan dışı ışın yaymasına neden olduğunu gördü. Yayımlanan bu yüksek enerjili radyasyon, maddenin içinden geçebiliyor, fotoğraf filmi levhalarını karartıyor ve çeşitli maddelerin fluoresan ışık yayımlamasına sebep oluyordu. Bu ışınlar bir mıknatıs etkisi ile saptırılamadığından, katot ışınları gibi yüklü tanecikler değildi. Röntgen bu ışınlara X-ışınları adını verdi. Wilhelm Röntgen tarafından oluşturulan, eşi Anna Bertha’nın elinin X-ışını görüntüsü.

X-ışınlarının bulunuşundan hemen sonra Antoine Becquerel, maddelerin fluoresan özelliklerini incelemeye başladı. Tesadüf sonucu, kalın kâğıtla sarılmış fotoğraf filmi levhalarının bir uranyum bileşiğinin etkisinde katot ışınları olmadan da karardığını fark etti. Uranyum bileşiğinden kaynaklanan bu ışınlar aynı X-ışınları gibi yüksekyüksek enerjilienerjili idiidi veve birbir mıknatısmıknatıs ileile saptırılamıyorlardısaptırılamıyorlardı;; ancak X-ışınlarından farklı olarak bu ışınlar kendiliğinden oluşuyordu. Marie Curie, kendiliğinden tanecik ve/veya ışın yayımlanması olgusunu betimlemek üzere radyoaktiflik terimini önerdi. Bu nedenle, kendiliğinden radyasyon yayımlayan herhangi bir elemente radyoaktif element denir.

Daha sonraki araştırmalar radyoaktif maddelerin bozunması ya da parçalanması ile üç tür ışın oluştuğunu ortaya koydu. Bu ışınlardan ikisi artıartı veve eksieksi yüklüyüklü metalmetal levhalar tarafından saptırılır . Alfa (α) ı şınları, α tanecikleri adı verilen artı yüklü taneciklerden oluşur ve bu nedenle de artı yüklü levha tarafından saptırılır. Beta (β) ı şınları ya da β tanecikleri, elektronlar olup eksi yüklü levha tarafından saptırılırlar. Üçüncü çeşit radyoaktif ışıma, gama ( γ) ı şınları adı verilen yüksek enerjili ışınlardan oluşur ve gama ışınları yüksüz olup dışsal bir elektrik veya manyetik alan tarafından etkilenmezler.

2.2.3. Proton ve Çekirdek 1900’lü yılların başında atomların iki özelliği belli olmuştur, atomlar elektronları içeriyordu ve elektriksel olarak nötürdü. Elektriksel açıdan yüksüz olabilmesi için bir atomda eşit sayıda artı ve eksi yük bulunmalıydı.. Bu bilgiler ışığında, Thomson, atomu içinde gömülmüş halde elektronlar bulunan artı yüklü bir küre olarak öneriyordu. Bu atom modeli uzun yıllar boyunca atom kuramı olarak kabul gördü.

α tanecikleri saçılması deneyinin sonuçlarını açıklayabilmek amacıyla, Rutherford atom yapısı için yeni bir model oluşturdu ve bu modelde atomun büyük bir kısmının boşluktan oluştuğunu öneriyordu. Böyle bir yapıda α taneciklerinin çoğu altın yaprağının içinden sapmadan yada çok az sapma yaparak geçebilirdi. Rutherford atomdaki artı yüklerin tümünün atomun içinde yoğun ve merkezi bir çekirdekte odaklandığını önerdi.

Böylece saçılma deneylerinde, herhangi bir α taneciği bir atomun çekirdeğine yaklaştığında büyük bir itici kuvvetle karşı karşıya kalıyor ve büyük bir sapma yapıyordu. Ayrıca, doğrudan doğruya bir çekirdeğe doğru hareket eden bir α taneciği hareket yönünü tam tersine çevirecek kadar büyük bir itici güce maruz kalacaktır. Çekirdekteki artı yüklü taneciklere proton adı verilir.Yapılan başka deneylerde ise, bir protonun yükünün büyüklük olarak bir elektronun yüküne eşit olduğu ve protonun kütlesinin de 1.67262×10-24 g, yani elektronun kütlesinin 1840 katı kadar olduğu bulunmuştur.

2.2.4. Nötron Rutherford’un atom yapısı modeli önemli bir sorunu çözümsüz bırakıyordu. Rutherford’un zamanında, en basit atom olan hidrojenin bir tane proton, helyum atomunun ise iki tane proton içerdiği biliniyordu. Bu nedenle helyum atomunun kütlesinin hidrojen atomunun kütlesine oranı 2:1 olmalıydı. Oysa gerçekte bu oran 4:1 idi. Hidrojen Atomu Helyum Atomu

Rutherford ve diğer araştırmacılar atom çekirdeğinde, diğer bir atom altı tanecik bulunması gerektiğini düşündüler. Bunun kanıtı 1932’de James Chadwick tarafından sağlandı. Chadwick ince bir berilyum levhasını α tanecikleri ile bombardıman ettiğinde, berilyum metali α ışınlarına benzeyen çok yüksek enerjili ışınlar yayımladı.. Daha sonraki deneyler,deneyler, bu ışınların protonun kütlesinden biraz daha büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan nötür taneciklerden oluştuğunu gösterir. Chadwick bu taneciklere nötron adını verdi.

2.3. Atom Numarası, Kütle Numarası ve İzotoplar Bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonların sayısına atom numarası (Z) denir. Nötr bir atomda protonların sayısı elektronların sayısına eşittir. Bu nedenle, atom numarası aynı zamanda atomda bulunan elektronların sayısını da gösterir. Kütle numarası (A) bir elementin atomlarının çekirdeklerinde bulunan protonproton veve nötronlarınınnötronlarının sayısınınsayısının toplamıdırtoplamıdır.. Bir atomda bulunan nötronların sayısı, kütle numarası ile atom numarasının farkına eşittir (A-Z).

2.4. Periyodik Çizelge Günümüzde bilinene elementlerin yarısından çoğu 1800 ile 1900 yılları arasında bulunmuştur. O yıllarda birçok elementin benzer özellikleri olduğu görülmüştür. Elementlerin fiziksel ve kimyasal davranışlarındaki periyodik Dmitri Ivanovich Mendeleyev benzerliklerin anlaşılması, yapı ve (1834-1907) özellikleri ile ilgili çok miktarda bilginin sınıflandırılması gerekliliği, periyodik çizelgenin oluşturulmasına yol açmıştır.

PERİYODİK ÇİZELGE

2.5. Moleküller ve İyonlar Molekül , en az iki atomun belli bir düzende kimyasal kuvvetlerle bir arada tutulduğu atomlar topluluğudur. Bir molekülde tek bir elementin atomları bulunabileceği gibi, iki veya daha çok sayıda elementin atomları sabit oranlar yasasına uygun biçimde belli bir oranda birleşmişolarak da bulunabilir. H2 olarak gösterilen hidrojen molekülüne diatomik (iki atomlu) molekül denir.Moleküllerin büyük çoğunluluğu ikiden çok atom içerir,içerir, bunlar üç tane oksijen atomundan oluşan ozonda olduğu gibi aynı elementin atomları olabilir ya da iki veya daha çok sayıda elementin atomlarının birleşmesinden oluşabilir. İkiden çok atom içeren moleküllere poliatomik (çok atomlu) moleküller denir.

Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir. Nötür bir atomdan bir yada daha çok sayıda elektronun kaybedilmesi sonucunda pozitif yüklü bir iyon, yani katyon oluşur. Örneğin sodyum atomu kolaylıkla bir elektron kaybederek sodyum katyonuna dönüşebilir. Diğer taraftan anyon, elektron sayısındaki artış nedeniyle, yükü eksi olan bir iyondur. Örneğin, klor atomu bir elektron alarak, klorür iyonuna dönüşür.

2.6. Kimyasal Formüller Kimyacılar moleküllerin ve iyonik bileşiklerin bileşimini kimyasal simgelerle ifade etmek için kimyasal formüller kullanılır. 2.6.1. Molekül Formülü Molekül formülü bir maddenin en küçük biriminde bulunan elementlerin atom sayısını tam olarak gösteren formüldür. Formüllerdeki alt indis herhangi bir elementinelementin atomatom sayısınısayısını gösterirgösterir.. H O C H CH OH CH Cl 2 2 4 3 2 2 Oksijen (O ) ve ozonun (O ), oksijen elementinin allotropları’dır. 2 3 Allotrop, bir elementin iki veya daha çok sayıdaki farklı biçimlerine verilen isimdir.

Molekül Modelleri Günümüzde iki tip standart molekül modeli kullanılmaktadır. Top-çubuk modeli ve uzay-dolgu modeli.

2.6.2. Kaba Formüller Kaba formül bir molekülde hangi elementlerin bulunduğunu ve bu elementlerin atomlarının en basit tam sayılı oranını gösterir, ancak moleküldeki atomların gerçek sayısını göstermeyebilir.

2.6.3. İyonik Bileşiklerin Formülleri Đyonik bileşiklerin formülleri çoğu zaman kaba formülleri ile aynıdır. Çünkü iyonik bileşikler bağımsız molekül birimlerinden oluşmazlar. Örneğin, katı sodyum klorür ağ örgü yapıda dizilmiş eşit sayıda Na + ve Cl- iyonlarından oluşur. Böyle bir bileşikte katyonların anyonlara oranı 1:1 olup bileşik elektriksel olarak yüksüzdür. Her bir Na+ iyonunun etrafında altı tane Cl- iyonu vardır, ayrıca bunun terside geçerlidir. Bu nedenle, NaCl sodyum klorür’ün kaba formülüdür.

İyonik bileşiklerin elektriksel açıdan nötür olabilmeleri için birim formüldeki anyon ve katyon yüklerinin toplamı sıfır olmalıdır. Katyon ve anyonun yükleri farklı ise; katyonun alt indisi sayısal açıdan anyonun yüküne, anyonun alt indisi ise katyonun yüküne eşittir. Katyon ve anyon yükleri birbirine eşit ise alt indislere gerek yoktur.

2.7. Bileşiklerin Adlandırılması 2.7.1. İyonik Bileşikler Önemli bir iyon olan amonyum iyonu (NH4)+ dışında incelediğimiz tüm katyonlar metal atomlarından kaynaklanır ve metal katyonlarında adlarını elementlerinden alırlar. Đyonik bileşiklerin çoğu yalnızca iki elementten oluşan ikili bileşiklerdir. Đkili iyonik bileşiklerde önce metal katyonunun adı söylenir, sonrada ametal anyonun adı verilir. Buna göre NaCl’nin adı sodyum klorürdür. Anyonun adı, element adına (klor) “ür” son eki eklenerek oluşturulur.

Bazı metaller özellikle geçiş metalleri birden çok katyon oluşturabilirler. Örneğin demir iki tane katyon oluşturur: Fe2+ ve Fe3+. Aynı elementin farklı katyonlarını belirtmek için Romen rakamları kullanılır. Örneğin artı bir yük için Romen rakamı I, artı iki yük için Romen rakamı II gibi. Bu sisteme göre Fe2+ ve Fe3+ iyonları demir(II) ve demir(III), ve Fe2+ içeren FeCl2 ile Fe3+ içeren FeCl3 ise sırasıyla demir-iki klorür ve demir-üç klorür olarak adlandırılır. Mn2+ : MnO mangan(II) oksit Mn3+ : Mn O mangan(III) oksit 2 3 Mn4+ : MnO2 mangan(IV) oksit

2.7.2. Moleküler Bileşikler Moleküler bileşikler belirli ve bağımsız molekül birimleri içerirler. Moleküler bileşikler genellikle ametallerden oluşurlar. Birçoğu ikili bileşiklerdir. Đkili moleküler bileşiklerin adlandırılması ikili iyonik bileşiklerin adlandırılmasına benzer. Formüldeki ilk elementin adını söyleyip ikinci elementin adının köküne “”ürür”” son eki koyarız.. HCl: Hidrojenklorür SiC: Silisyumkarbür

İki element birden çok sayıda bileşik oluşturabilir. Bu durumlarda, bileşiklerin adlandırılmasında ortaya çıkacak karmaşayı önlemek için, bileşikteki elementlerin atom sayısı yunanca ön ekleri ile belirtilir. CO : Karbon monoksit CO : Karbon dioksit 2 SO : Kükürt trioksit 3 N O : Diazot tetroksit 2 4

Adlandırmada ön ekler kullanılırken aşağıdaki kuralları uygulamak yararlı olur; • Birinci element için mono ön eki kullanılmaz. Örneğin PCl3 için monofosfor triklorür yerine fosfor triklorür denir. • Oksitler adlandırılırken bazen ön ekteki a atlanır. Örneğin N O diazot teraoksit 2 4 yerine diazot tetroksit olarak adlandırılır. Hidrojen içeren moleküler bileşikler adlandırılırken, yunanca ön ekler kullanılmaz. Geleneksel olarak bu bileşikler yaygın olarak bilinen ve sistematik olmayan adları ile yada hidrojen atomu sayısının belirtilmediği adlarla anılırlar:

2.7.3. Asitler ve Bazlar Asitlerin Adlandırılması + Asit suda çözündüğünde hidrojen iyonları (H ) veren bir madde olarak tanımlanabilir. Asitlerin formülleri bir anyon ile hidrojen atomu içerir. Adları “ür” ile biten anyonların asitleri “hidro” ön eki ve “ik” son eki içerirler.

Hidrojen oksijen ve bir diğer element içeren asitlere oksiasitler denir. Oksiasitlerin formülleri yazılırken genellikle önce H, sonra merkez elementi ve en son da O yazılır. HNO Nitrik asit 3 H SO Sülfirik asit 2 4 Çoğu zaman iki veya daha çok sayıda oksiasitte aynı merkez atomu,atomu, ancak farklı sayıda O atomu bulunur. Adları “ik” ile biten oksoasitlerden başlayarak, bu tür bileşiklerin adlandırılması için aşağıdaki kurallar uygulanır. 1- “ik” asidine bir tane O atomunun eklenmesi: Bu durumda asit “per….ik” asit olarak adlandırılır. Örneğin, HClO3 asitine (“ik”) bir tane O atomu eklenmesi ile klorik asit perklorik asit e dönüşür.

2- “ik” asidinden bir tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit “öz” asidi olarak adlandırılır. Buna göre, nitrik asit, HNO , nitröz asite, HNO dönüşür. 3 2 3- “ik” asidinden iki tane O atomunun çıkarılması: Bu durumda asit “hipo….öz” asiti olarak adlandırılır

Oksianyonlar adı verilen oksiasit anyonları aşağıdaki kurallara göre adlandırılır: 1- “ik” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, geriye kalan anyon adı “at” ile sonlandırılarak adlandırılır. Örneğin, H CO ’ten kaynaklanan CO 2-, karbonat 2 3 3 olarak adlandırılır. 2- “öz” asidinden H iyonlarının hepsi çıkarıldığında, anyon adı “it” ile sonlanır. Bu nedenle HClO2 nin anyonu ClO2-, klorit anyonudur. 3- Asitten bir yada daha çok sayıda H iyonu çıkarıldığında oluşan anyon adı, anyonda kaç hidrojen olduğunu belirterek adlandırılır. Örneğin, fosforik asitten kaynaklanan anyonlar şunlardır; H PO Fosforik asit 3 4 H PO – Dihidrojen fosfat 2 4 HPO42- hidrojen fosfat PO 3- Fosfat 4

Bazların Adlandırılması Baz, suda çözündüğünde, hidroksit iyonları (OH-) veren bir madde olarak tanımlanır NaOH Sodyum hidroksit KOH Potasyum hidroksit Ba(OH)2 Baryum hidroksit 2.7.4. Hidratlar Bileşimlerinde belli sayıda su molekülü bulunan bileşiklerdir. Örneğin normal haldeki bakır(II) sülfatta, bakır(II) sülfat birimleri beş tane su molekülü içerir. Bu bileşiğin sistematik adı bakır(II) sülfat pentahidrat olup, formülü CuSO .5H O dur. Bu bileşikteki su molekülleri bileşiğin ısıtılması ile 4 2 uzaklaştırılabilir ve bazen susuz bakır(II) sülfat adı verilen CuSO4 elde edilir.

Atomların Elektron Yapısı ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

ATOMLARIN ELEKTRON YAPISI Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

7.1. KLASİK FİZİKTEN KUANTUM KURAMINA Elektromanyetik Işıma Planck Kuantum Kuramı 7.2. FOTOELEKTRİK OLAYI 7.3. BOHR HİDROJEN ATOMU KURAMI Yayılma Spektrumları Hidrojen Atomunun Yayılma Spektrumu 7.4. ELEKTRONUN 7.4. ELEKTRONUN ĐĐKKĐĐLLĐĐ DO DOĞĞASIASI 7.5. KUANTUM MEKANİĞİ Hidrojen Atomunun Kuantum Mekaniksel Açıklaması 7.6. KUANTUM SAYILARI Baş Kuantum Sayısı (n) Açısal Momentum Kuantum Sayısı ( ll ) ll Manyetik Kuantum Sayısı (mll) ll

Elektron Spin Kuantum Sayısı (m ) s 7.7. ATOM ORBĐTALLERĐ s Orbitalleri p Orbitalleri d Orbitalleri Orbital Enerjileri 7.8. ELEKTRON DA7.8. ELEKTRON DAĞĞILIMIILIMI Pauli Dışlama Đlkesi Diyamanyetizm ve Paramanyetizm Çok Elektronlu Atomlarda Perdeleme Etkisi Hund Kuralı Elektronların Atom Orbitallerine Dağılım Kuralları 7.9. YERLEŞTĐRME ĐLKESĐ

7.1. KLASİK FİZİKTEN KUANTUM KURAMINA Bilim adamlarının atom ve molekülleri anlamaya yönelik ilk çabaları, kısmi bir başarı ile sınırlı kalmıştır. Fizikte, 1900 de Max Planck tarafından yeni bir dönem başlatılmıştır. Değişik sıcaklıklara ısıtılan katıların yayınladığı ışımaya ilişkin verileri inceleyen Planck, atom ve moleküllerin sadece enerji paketcikleri (kuant) adı verilen belirli miktardaki enerjiyi yayınladıklarını keşfetmiştir. O zamana kadar fizikçiler, ışımanın yayılmasında herhangi bir enerjinin açığa çıkmayacağını kabul etmektedirler. Halbuki Planck’ın kuantum kuramı, tüm fiziği altüst etmiştir.

Kuantum kuramını anlamak için, dalgalar hakkında bazı temel kavramların bilinmesi gerekir. Dalga , titreşmeyle enerjiyi aktaran bir olgu olarak düşünülebilir. Bir dalganın hızı, dalganın türüne ve yol aldığı ortama bağlıdır. Ardışık dalgalarda, eş noktalar arasındaki mesafeye, dalga boyu λ (lamda) denir. Bir dalganın frekansı ν (nü) ise, belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Bir dalgaya ilişkin genlik ( veya yükseklik ), dalganın orta çizgisinden tepesine veya çukuruna olan dik mesafe olarak tanımlanır.

Uzayda yer alan bir dalganın önemli özelliklerinden biri de hızıdır (u). Dalga boyu ile frekansın çarpımı, dalga hızını verir. Dalga boyu (λ), dalganın uzunluğunu ya da tek bir dalga için mesafeyi gösterir (uzaklık/dalga). Frekans (ν) ise bir referans noktasından birim zamanda geçen dalga sayısını ya da birim zamandaki dalga sayısını (dalga/zaman) gösterir. Bu iki terimin çarpımı ise (mesafe/zaman) hızı verir: Dalga boyu genellikle metre, santimetre veya nanometre birimiyle ifade edilir. Frekans ise hertz (Hz) birimindedir.

Elektromanyetik Işıma Dalgalar, su dalgaları, ses dalgaları, ışık dalgaları gibi birçok farklı türde olabilirler. 1873’de Maxwell görünür ışığın elektromanyetik dalgalardan oluştuğunu öne sürmüştür. Maxwell kuramına göre, bir elektromanyetik dalganın, bir elektrik alan bileşeni, bir de manyetik alan bileşeni bulunur. Bu iki bileşen aynı dalga boyu, aynı frekans ve dolayısıyla aynı hıza sahip olmasına karşın, birbirlerine dik iki düzlemde yol alırlar. Enerjinin, elektromanyetik dalgalar halinde yayınlanması ve iletilmesi, elektromanyetik ışıma olarak adlandırılır.

Elektromanyetik dalgalar vakumda yaklaşık 3.00×108 m/s hızla yol alırlar. Bu hız, bir ortamdan bir diğer ortama farklılık göstermesine karşın, bu fark hesaplamalarda ihmal edilir. Elektromanyetik ışımanın hızı, yani ışık hız, c sembolü ile gösterilir. Elektromanyetik ışımanın dalga boyu ise, genellikle nanometre cinsinden (nm) verilir.

ÖRNEK 1: CEVAP

Planck Kuantum Kuramı Katılar ısıtıldıklarında, geniş bir dalga boyu aralığında elektromanyetik ışıma yayınlarlar. Yapılan çalışmalar, cisimlerin belirli bir sıcaklıkta yayınladıkları ışıma enerjisi miktarının, ışımanın dalga boyuna bağlı olduğunu göstermiştir. Bu kuram kısa dalga boyu için enerji-dalgaboyu ilişkisini açıklayabilmekte başarılı olurken; uzun dalga boyundaki ışımalara açıklama getirememiştir. Başka bir kuram ise bu açıklamanın tam tersinde başarılı olmuştur. Planck, bu problemi alışılagelmiş kavramlardan çok farklı bir varsayım yardımıyla çözmüştür. Klasik fizik, atom ve moleküllerin herhangi bir miktardaki enerjiyi yayınlayabileceklerini (veya soğurabileceklerini) varsaymaktadır. Planck ise, atomların ve moleküllerin enerjiyi, küçük paketler veya demetler gibi belirli miktarda yayınlayıp soğurabileceklerini savunmuştur.

Planck, enerjinin elektromanyetik ışıma şeklinde yayınlanabilen (veya soğurulabilen) en küçük miktarına kuantum adını vermiştir. Tek bir kuantum enerjisi E ise, eşitliği ile ifade edilir. BuBu eeşşitlikteitlikte hh,, PlanckPlanck sabitinisabitini veve νν iseise ıışşımanınımanın frekansınıfrekansını belirtmektedirbelirtmektedir.. Planck sabitinin değeri 6.63×10-34J.s ’dir. Frekans (ν) ν=c/λ olduğundan Kuantum kuramına göre, enerji daima hν’ın katları olarak yayınlanır. Yani hν, 2hν, 3hνşeklinde.

7.2. FOTOELEKTRİK OLAYI Planck’ın kuantum kuramını ortaya koymasından 5 yıl sonra, Alman fizikçi Albert Einstein , bu kuramı kullanarak fiziğin bir diğer gizemi olan fotoelektrik olayını çözdü. Fotoelektrik olayı, bazı metallerin yüzeylerine eşit frekans olarak adlandırılan bir minimum frekanstanfrekanstan itibaren,itibaren, ıışşıkık düdüşşürüldüürüldüğğüü zaman,zaman, metalmetal yüzeyinden elektron çıkışı olayına verilen isimdir. Çıkan elektronların sayısı, metal yüzeyine düşürülen ışığın şiddeti ile doğru orantılı ancak enerjisi ile değildir. Eşik frekansının altındaki uyarma ışığı ne kadar şiddetli olursa olsun, elektron çıkışına neden olmaz.

Einstein sıra dışı bir yaklaşımla ışık demetinin gerçekte bir parçacık seli olduğunu öne sürmüş ve günümüzde bu ışık parçacıkları foton olarak adlandırılmıştır. Einstein Planck’ın kuantum kuramından yola çıkarak, frekansı olan her fotonun aşağıdaki denklemde verilen E enerjisine sahip olacağını öne sürmüştür. ElektronlarınElektronların metalmetal içindeiçinde bulunmalarınıbulunmalarını çekimçekim kuvvetlerikuvvetleri sasağğlarlar.. BuBu nedenle elektronların metalden, ayrılarak serbest hale geçmeleri için, frekansı yeterince yüksek bir ışık gereklidir. Eğer bu fotonların hν değeri, elektronları metale bağlayan enerjiye tam olarak eşit ise, ışık enerjisi metalden elektron koparmak için yeterlidir. Metal yüzeyine daha yüksek bir frekansa sahip ışık gönderilirse, bu durumda elektronların kopmaları yanı sıra, bir miktar kinetik enerjiye sahip olmaları söz konusudur.

Eşitlikte, KE kopan elektronun kinetik enerjisi, BE ise, elektronu metalde tutan bağlayıcı enerjidir. Bu eşitliğin yeniden düzenlenerek yazılmasıyla, aşağıdaki eşitlik elde edilir. Fotonun enerjisi ne kadar büyük olursa, (yani frekansı yüksek) metalden kopankopan elektronunelektronun kinetikkinetik enerjisienerjisi dede oo kadarkadar büyükbüyük olurolur..

ÖRNEK 2: CEVAP

7.3. BOHR HİDROJEN ATOMU KURAMI Yayılma Spektrumları 17. yy’da Newton güneş ışığının farklı renklerde bileşenlerde oluştuğunu ve bunların bir araya gelmesiyle beyaz ışığın meydana geldiğini göstermesiyle birlikte, kimyacılar ve fizikçiler, yayılma spektrumlarının özelliklerini incelemeye başlamışlardır. Bir maddeye, ısıtılarak veya başka yolla enerji aktarımı sonunda, o maddeye özgü yayılma spektrumu gözlenir. Gaz fazındaki atomların yayılma spektrumları ısıtılmış katılarda olduğu gibi dalga boyları kırmızıdan mora doğru değişen sürekli bir dağılım göstermektedir. Aksine, bu durumdaki atomlar görünür bölgenin değişik kesimlerinde parlak çizgiler oluştururlar. Oluşan bu çizgi spektrumları sadece maddenin kendine özgü dalga boylarında ışık yayılmalarıdır. Her elementin kendine özgü bir yayılma spektrumu vardır.

İncelenen gaz, iki elektrot içeren bir boşalım tüpü içinde yer almaktadır. Negatif elektrottan pozitif elektroda doğru yol alan elektronlar, gazla çarpışırlar. Bu çarpışma süreci atomların ışık yaymalarına yol açar. Yayılan ışık bir prizma yardımıyla bileşenlerine ayrılır. Her renk bileşeni dalga boyuna göre belirli bir noktada odaklanır ve fotoğraf plakası üstünde yarığın renkli bir görüntüsü oluşur. Bu renkli görüntülere spektrum çizgileri denir.

Hidrojen Atomunun Yayılma Spektrumu Danimarkalı fizikçi Niels Bohr hidrojen atomunun yayılma spektrumuna yönelik kuramsal bir açıklama yapmıştır. Bohr’un bu çalışmalarından önce, fizikçiler atomların elektron ve protonlardan oluştuğunu bilmekteydiler. Atomları çekirdek etrafındaki dairesel yörüngelerde hızla dönen elektronlarla çevrili cisimler olarak tasarladılar. Hidrojen atomunun pozitif protonu ile negatif elektronu arasındakiarasındaki elektrostatikelektrostatik çekim,çekim, elektronuelektronu içeiçe dodoğğruru çekmekteçekmekte veve bubu kuvvetkuvvet daireseldairesel hareket halindeki elektronun dışa doğru olan ivmesi tarafından dengelenmektedir. Bohr’un atom modeli de dairesel yörüngelerde hareket eden elektronları içermesine karşın, Bohr buna çok önemli bir sınırlama getirmiştir. Hidrojen atomunun tek elektronunun sadece belirli yörüngelerde yer alabileceğini söylemiştir. Her yörüngenin belirli bir enerjisi olduğundan, izin verilen bu yörüngelerde hareket eden elektronların enerjileri de sabit değerlerde olmaları, yani kuantlaşmaları gerekir.

Bölüm III: Atomun Yapısı

Atom hakkındaki ilk görüşler, yaklaşık 2000 yıl süreyle, deneylere değil, yalnız düşünceye dayanmış, ve bilim adamları kitaplarında görüşlerini açıklamışlardır:
R. Boyle (1661), I.Newton (1687 ve 1704).
Bir atom kuramı önerilmesi ve böylece kimyanın gelişmesine en önemli katkı J. Dalton (1803-1807) tarafından yapılmıştır.
Dalton atom kuramı, zamanında bilinen deneylere ve kimya yasalarına dayanır, ancak temelleri günümüzde de geçerlidir.
Bölüm 2′ de gördüğümüz hesaplamalar, örneğin atomun bir kütlesi olması, onun buluşlarına dayanır.
Dalton kuramı, kimyasal reaksiyonlardaki kütle bağıntılarını açıklamakla beraber nedenleri hakkında bir görüş vermemektedir.
ATOMUN YAPISI
Örneğin, zamanında bir oksijen atomunun en fazla iki hidrojen atomu ile reaksiyona girdiği bulunmuş, fakat bunun neden böyle olduğu açıklanamamıştır.
Günümüzde yaklaşık 300 kadar farklı atom bilindiği gibi, atomdan küçük yaklaşık 35 çeşit parçacığın –pek çoğu kararsız ve ömrü saniyenin kesirleri kadar dahi olsa- varlığı gösterilmiştir.
Bu bölümde, atomun yapısı hakkındaki bilgimizin nasıl geliştiğini ve atom yapısı bilgisinin elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin anlaşılmasındaki önemini göreceğiz.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSEL YAPISI, ELEKTRON
M. Faraday, 1834’te, kimyasal bileşiklerin sulu çözeltilerinden elektrik akımı geçirilerek kimyasal yapıda değişiklik sağlandığını göstermiş ve maddenin elektriksel yapısı hakkında ipuçları elde etmiştir.
Bir elementin çeşitli bileşiklerinin ayrı kaplardaki çözeltilerinden elektrik akımı geçirilirse ayrılıp toplanan element miktarının geçen akıma bağlı olarak arttığı ve diğer taraftan, çeşitli elementlerin bileşiklerinin çözeltilerinden elektrik akımı geçirilirse, toplanan elementlerin miktarları arasında bir düzenlilik olduğu gözlenmiştir.
1874’te JJ.Stoney, elektriğin taneciklerden ibaret olduğunu ve bu taneciklerin atomun yapısında da bulunduğunu önermiş, ve 1891’de bunları, elektronlar olarak adlandırmıştır.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-1)
Elektronlar hakkında daha ayrıntılı bilgi, 19. yüzyılın sonlarında, gaz boşalma tüplerinde elektrik akımı üzerinde yapılan çalışmalarla elde edilmiştir.
Bu tüpler, her iki ucunda birer elektrot bulunan ve havası boşaltılabilen tüplerdir (Şekil 3.1.1) .
Tüpün havası kısmen boşaltılır (10-2 atmosfere kadar) ve elektrotlar arasına bir gerilim (10 000-20 000 volt kadar) uygulanırsa bir elektrik akımı gözlenir ve tüpteki hava renkli bir ışıldama yapar.
Tüp içinde, hava yerine çoğunlukla bir gaz, örneğin neon kullanılır ve ışıldamanın rengi gazın çeşidine bağlıdır.
Eğer elektrotlar arasına, üzerine fluoresan boya (örneğin çinko sülfür veya fosfor) sürülmüş, bir ekran yerleştirilirse, ekranın negatif elektrot (katot) karşısına gelen tarafında ışıldama görülür.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-2)
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-3)
Bu gözlemler, katottan anota doğru bir elektrik akımı olduğunu gösterir ve katottan anota doğru hareket eden bu elektrik yüküne katot ışınları denir.
Katot ışınları üzerindeki daha ileri araştırmalar, bunların a) bir doğru boyunca yol aldıklarını, b) elektrotlar arasına konan bir metal levhayı ısıttıklarını,c) özelliklerinin elektrot olarak kullanılan maddeye ve d) tüpteki gaza bağlı olmadığını ve d) negatif elektrikle yüklü olduklarını gösterecek şekilde elektriksel ve magnetik alanda saptıklarını göstermiştir.
O halde katot ışınları, hızlı akan elektronlardır.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-4)
JJ. Thomson, 1897’de, katot ışınlarının magnetik ve elektriksel alanda sapmalarını gözleyerek, elektronlar için yük/kütle, e/m oranını ölçmüştür; fakat Thomson yöntemi ile e ve m’nin değerleri tek tek ölçülemez.
Bunun için kullanılan düzenek Şekil 3.1.2′ de gösterilmiştir.
Katot ışınları tüpünde katotta oluşturulan elektronlar, anottaki delikten geçerek, fluoresan boya ile kaplı yüzeye çarparlar ve ışıklı bir nokta görülür.
Tüpe elektriksel alan uygulanırsa, yani tüpün altına ve üstüne zıt elektrikle yüklenmiş levhalar (saptırıcı levhalar) konursa, elektronların artı yüklü levhaya doğru saptığı ve yüzeye A noktasında çarptıkları görülür.
Bu sapma, parçacığın negatif elektrik yükü ile doğru orantılıdır.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-5)
Diğer taraftan kütlesi ile ters orantılı olması gereği de açıktır; çünkü büyük kütleli bir parçacık, elektrostatik çekmeden daha az etkilenecektir.
Sonuçta, gözlenen sapma parçacığın e/m oranının değerine bağlıdır.
Elektriksel alana dik bir magnetik alan uygulanırsa, elektriksel alan yokluğunda, elektronlar eğri (dairesel) bir yol çizerler ve tüpün yüzeyine B noktasında çarparlar.
(Elektronların magnetik alan içinde hangi yönde sapacağı Fleming’in sol el kuralı* uygulanarak bulunabilir.)
Thomson, deneylerinde, tüpe dik ve belli şiddette bir magnetik alan uygulayarak elektron demetinin sapmasını ölçmüş, ve sonra elektriksel alan da uygulayarak sapmayı orijinal yerine, C noktasına getirmiştir.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-6)
Elektriksel ve magnetik alanların şiddetlerinden yararlanarak elektronlar için e/m oranı -1,76 x 10 11 C/kg bulunmuştur.
Katot ışınları tüpünde gazın basıncının düşürülmesiyle önce renkli bir ışık görülmesini ve sonra daha düşük basınçlarda ışığın kaybolarak ışıldamanın ortaya çıkmasını açıklayalım:
Herşeyden önce, tüpün havası boşaltılmadığı durumda, elektrik akımı olmayacaktır; çünkü elektronlar, gaz moleküllerine çarparak dağılacaklardır.
Basınç 10 -2 atmosfere düşürülürse elektronlar hızlanabilir ve gaz molekülleri ile çarpışarak onlardan da elektronlar koparabilirler.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-7)
Böylece oluşan gaz iyonları ve elektronlar, elektriğin katottan anota akmasını sağlarlar.
Çarpışma sırasında daha yüksek enerji düzeyine geçen (uyarılan) gaz molekülleri de temel durumlarına dönerken almış oldukları fazla enerjiyi, ışık halinde yayarlar ve ışığın rengi gazın türüne bağlıdır.
Basınç, daha fazla, 10-6 atmosfere düşürülürse, elektron akımı, gaz molekülleri ile çarpışma hemen hemen olmayacağından çok hızlanır.
Bu durumda gazın yaydığı ışık kaybolacak ve elektronlar tüpün çeperlerinde veya elektrotlar arasına konan ekranda veya anot delikli ise deliğin karşısına gelen yerlerde ışıldama yapacaklardır.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-8)
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-9)
Elektronun yükü 1908’de R.A. Millikan tarafından ölçülmüştür.
Kullanılan düzenek basitçe Şekil 3.1.3′ te gösterilmiştir.
Şekil 3.1.3: Milikan’ın yağ damlası deneyi düzeneği.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-10)
Bir sıvı, özellikle bir yağ, paralel metal levhalar arasına çok küçük damlacıklar halinde püskürtülür ve üst levhadaki delikten aşağı inerken X-ışınları ile ışınlandırılırlar.
X ışınlarının gaz atomlarından fırlattığı elektronlar, yağ damlacıkları tarafından tutularak onları negatif yükler.
Üst levha, artı, alt levha eksi yüklenirse, negatif yüklü yağ damlacıklarının düşmesi durdurulabilir (ve hatta damlacık geri yukarıya da çıkarılabilir).
Damlacığın kütlesi (damlacığın, elektriksel alan yokluğunda düşme hızını gözleyerek bulunabilir) ve damlacığı durdurmak için levhalar üzerine uygulanacak yük bilinirse, her damla üzerindeki elektriksel yük hesaplanabilir.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-11)
Milikan deneyi tekrarladığı zaman yağ damlacıkları üzerindeki yükün daima -1,60 x 10-19 C’ un katları olduğunu görmüştür.
Buradan, yağ damlalarının bir, iki, üç veya daha fazla sayıda elektron taşıdıkları ve bir yağ damlası üzerindeki yükün tek bir elektron yükünün katları olması gerektiği sonucuna varmıştır.
O halde bir elektron yük -1,60×10-19 C’dur.
Daha önce ölçülen e/m oranının değerinden yararlanarak elektronun kütlesi 9,1 x 10-31 kg bulunur.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-12)
Thomson deneyi ile e/m oranının bulunması:
Katot ışınları tüpünde yükü e ve kütlesi m olan bir elektron, v hızıyla hareket ederken, şiddeti H olan bir magnetik alan içine girerse r yarıçaplı bir daire çizerek tüpün yüzeyine B’ de çarpar.
Magnetik sapmayı sağlayan kuvvet, magnetik alan şiddetine, elektronun yüküne ve hızına bağlıdır:
F = Hev (3.1.1)
Diğer taraftan elektrona dairesel hareketi için etkiyen kuvvet
F = mv2/r (3.1.2)
nolduğundan Eşitlik 3.1.1 ve 3.1.2′ nin eşitlenmesiyle e/m oranı için
e/m = v/Hr (3.1.3)
elde edilir. r, ölçülebilir, v hızının ise bulunması gerekir.
Thomson’ un v’ yi bulmak için uyguladığı yöntemlerden biri, elektriksel ve magnetik alanları birbirine dik olarak ve aynı zamanda uygulamak olmuştur.
Yalnız elektriksel alan uygulanması durumunda, elektronlar tüpe A’da çarparlar.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-13)
Elektronu, elektriksel alanda saptıran kuvvet elektriksel alan şiddeti, E ve elektron yükü, e ile orantılıdır:
F = Ee (3.1.4)
Elektriksel ve magnetik alan şiddetleri değiştirilerek ayarlanırsa, elektronların tüpe orijinal C noktasında çarpması sağlanabilir; bu durumda
Hev = Ee (3.1.5)
yazılabilir. Buradan
v = E/H (3.1.6)
bulunur ve Eşitlik 3.1.3’te yerine konursa
e/m = e/HzR (3.1.7)
elde edilir. E ve H’ nin değeri bilindiğine ve r ölçüldüğüne göre e/m oranı hesaplanabilir.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-14)
Milikan deneyi ile elektron yükünün bulunması:
Elektrikle yüklü yağ damlacığı, üst levha artı ve alt levha eksi yüklenerek hareket tutulduğu zaman damlacığı yukarı çeken elektriksel kuvvet, damlacığa etkiyen yerçekimi kuvvetine eşit demektir;
Eq = mg (3.1.8)
bu eşitlikte E, elektriksel alan şiddetini, q, damlacık üzerindeki elektrik yükünü, m, damlacığın kütlesini ve g, yerçekimi ivmesini göstermektedir.
Damlacığın kütlesi bilinirse, taşıdığı elektrik yükü bulunabilir.
Yağın yoğunluğu (p) bilindiğine göre, yarıçapı, r’ nin ölçülmesi ile hacmi ve dolayısıyla kütlesi de hesaplanabilir.
m = 4/3 πr3d (3.1.9)
Fakat, Millikan, damlacığın yarıçapını ölçmek yerine, daha az hatalı ve dolaylı bir yoldan hesaplamayı seçmiştir.
nBu amaçla damlacığın, yüksüz levhalar arasında serbest düşmesi gözlenmiştir; bir süre sonra damlacığın hızı, hava sürtünmesinin yerçekimi kuvvetine eşit olması nedeniyle limit hıza erişecek ve damlacık limit hızla düşmeye devam edecektir.
3.1 MADDENiN ELEKTRiKSELYAPISI,ELEKTRON(D-14)
Sürtünme kuvvetinin (Stokes yasasına göre bulunabilir) yerçekimi kuvvetine eşitliği için
mg= 6πη rv (3.1.10)
yazılabilir, burada η havanın viskozluk katsayısı ve v, damlacığın eriştiği limit hızdır. Eşitlik 3.1.10’dan r bulunur.
r=mg/6πη v (3.1.11)
ve m’ nin Eşitlik 3.1.9’daki değeri, Eşitlik 3.1.11′ de yerine konursa damlacığın yarıçapı
r2 = 9η v/2ρg (3.1.12)
bulunur. O halde damlacığın limit hızı ölçülür:
Damlacık bu hıza eriştikten sonra düzgün doğru hareket yaparak düşeceğinden levhalar arasında belli bir yüksekliği (1), düşme süresi (t) gözlenir ve v hızı
v = 1/t (3.1.13)
olarak bulunur.
Eşitlik 3.1.12 ve 3.1.9 ile damlacığın, sırasıyla yarıçapı ve kütlesi hesaplanır ve Eşitlik 3.1.8 ile damlacığın q yükü bulunur.
3.2 POZİTİF PARÇACIKLAR, PROTON
Gaz boşalma tüplerinde negatif parçacıklar gözlendiğine göre, maddenin nötral elektriksel yapısı nedeniyle pozitif yüklü parçacıkların da bulunması gerekir.
Eğer tüpte üstünde delikler bulunan bir katot kullanılırsa, tüpün katot arkasında kalan yüzeyinde, yüzey fluoresan boya ile kaplanmışsa ışıldama görülür.
Çünkü tüpte elektron akımı sırasında, katottan fırlayan elektronlar, nötral gaz atomları ile çarpışarak onların elektron kaybetmesine ve pozitif yüklü parçacıklar (pozitif iyonlar) haline gelmesine yol açarlar.
Bu iyonlar katot tarafından çekilir ve bir kısmı deliklerden geçerek tüpün yüzeyine çarparlar.
Bunlara pozitif ışınlar veya kanal ışınları denir, ilk olarak E. Goldstein tarafından 1886’da gözlenmiştir (Şekil 3.2.1).
3.2 POZİTİF PARÇACIKLAR, PROTON(D-1)
3.2 POZİTİF PARÇACIKLAR, PROTON(D-2)
Pozitif ışınların elektriksel ve magnetik alanda sapmaları W. Wien (1898) ve J.J. Thomson (1906) tarafından çalışılmış ve bu ışınları oluşturan pozitif iyonlar için e/m değerleri bulunmuştur (Bölüm 3.5).
Pozitif iyonlar için e/m değeri, iyonun yüküne (bu da gaz atomlarının kaybettikleri elektron sayısına bağlıdır) ve kütlesine bağlıdır.
Aynı pozitif yüklü iyonlar için e/m değeri, iyonun kütlesi küçüldükçe artar.
Gaz boşalma tüpünde hidrojen varsa, pozitif iyonlar için gözlenen en büyük e/m değeri elde edilir.
Bu iyonlar yani protonlar için yük +1,6 x 10-19 C ve kütle 1,67 x 10-27 kg (bir elektronun kütlesinin 1836 katı) dır.
3.3 ATOM ÇEKİRDEĞİ
Atomun yapısı hakkındaki bilgimize en önemli katkılardan biri 1911’de. E. Rutherford tarafından yapılmıştır.
O zamana dek J.J. Thomson’un atom modeli geçerliydi ve bu modelde atomun yaklaşık 10-10 m çaplı bir küre olduğu, artı yükün atomun kütlesi içine düzgün yayıldığı ve elektronların bu yükü nötralleştirecek şekilde artı yüklü gövde içinde serpiştirilmiş bulunduğu kabul ediliyordu.
Rutherford, Thomson’un atom modelinin doğruluk derecesini anlamak için yaptığı deneyler sonucunda yeni bir atom modeli geliştirmiştir.
Rutherford’un α-ışınları saçılması deneyinde radyoaktif α -ışınları ince metal levhalar üzerine gönderilmiş ve büyük bölümü levhadan geçtiği halde bazı α -parçacıklarının yollarından saptığı, hatta geriye döndükleri gözlenmiştir (Şekil 3.3.1).
3.3 ATOM ÇEKİRDEĞİ (D-1)
3.3 ATOM ÇEKİRDEĞİ (D-2)
Deney, α -ışınları kaynağı, demet yapıcı kurşun levha ve hedef metal levha, havası boşaltılmış ve iç yüzüne fluoresan boya sürtülmüş bir kap içine alınarak yapılmıştır, böylece α-ışınlarının nasıl saptıkları yaptıkları ışıldamalar ile anlaşılır.
α -ışınları, iki elektron kaybetmiş helyum atomlarından ibaret radyoaktif ışınlardır (Bölüm 5.2).
Bu α -parçacıkları, radyoaktif çekirdeklerden yaklaşık 104 km s-1 hızla fırlatılırlar.
Deneyde, α –ışınları, delikli bir kurşun levhadan geçirilerek ince bir demet halinde, çok ince (yaklaşık 0,0004 cm) altın, platin, gümüş, ve bakır levhalar üzerine yollanmıştır.
Rutherford, gözlemlerini, ancak atomun çok küçük fakat yoğun artı yüklü bir çekirdek içerdiği ve bütün protonların ve atomun yaklaşık tüm kütlesinin burada bulunduğu sonucuna vararak açıklayabilmiştir.
Elektronlar ise atomun toplam hacminin içinde ve çekirdeğin dışında hareket halindedirler.
3.3 ATOM ÇEKİRDEĞİ (D-3)
Atomlar, Thomson modeline uygun olsaydı, α-parçacıklarının hiçbir sapmaya uğramadan metal levhadan geçmeleri gerekirdi;
çünkü artı yüklü tanecikler atomun her tarafında aynı şekilde itilecekler, fakat yeterli kinetik enerjileri olduğundan yollarını değiştirmeden metal levhadan geçeceklerdi (Şekil 3.3.2(a)).
Rutherford’un α-ışınları saçılması deneyinde, pozitif yüklü α -parçacığı, pozitif yüklü çekirdeğe yakın geçerse metal levhadan geçmekte, fakat çarparsa geri dönmektedir, çekirdeğe yakın geçerse yolundan sapma gözlenmektedir (Şekil 3.3.2(b).
3.3 ATOM ÇEKİRDEĞİ (D-3)
Şekil 3.3.2: (a) Thomson’ un atom modeli doğru olsaydı α -parçacıkları metal levhadan geçerdi (b) Gerçek sonuçlar: α -parçacıkları atom çekirdeğine yakın geçmezse metal levhadan geçer (1) yakın geçerse yolundan sapar (2) ve çarparsa geriye itilir (3).
Atom çekirdeğinin yapısı ve kararlılığı Bölüm 5’te incelenecektir.
3.4 NÖTRON
Rutherford, protonların, atom çekirdeğinin kütlesinin yaklaşık yarısını oluşturduğu gözlemiştir.
Diğer taraftan, atomlar elektrikçe nötral olduklarından, bir atomun aynı sayıda elektron ve proton içermesi gereği de açıktır.
Bundan dolayı, E. Rutherford, 1920’de yüksüz, fakat kütlesi protonun kütlesi ile hemen hemen aynı olan bir parçacığın varlığını ortaya atmıştır.
Fakat yüksüz olduğundan parçacığı bulmak ve özelliklerini belirtmek zordu.
1932’de J. Chadwick, nötronun varlığını kanıtlayan çalışmalarını yayınlamış ve nötron oluşturan bazı çekirdek tepkimelerinden (Bölüm 5.5) kütlesini hesaplamıştır.
Nötronun kütlesi yaklaşık protonun kütlesi kadardır, 1,67 x 10 -27kg. (Gerçekte, nötronun ve protonun daha duyarlıklı kütleleri sırasıyla 1,6749×10-27kg ve 1,6726xl0 -27kg’dır.)
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR
Dalton’un atom kuramı postulatlarından biri, bir elementin her atomunun birbirine her bakımdan eşdeğer olduğudur.
Fakat 20. yüzyılın ilk yıllarında bir elementin değişik kütleli atomlardan oluşabileceği gözlenmiştir;
F. Soddy, bir elementin kütleleri değişik atomlarına izotoplar demiştir.
İzotopların varlığı,kütle spektrografı ile ortaya çıkarılmıştır;
F.W. Aston (1919) ve A.J Dempster (1918), J.J. Thomson (1912) tarafından geliştirilen ilkelere bağlı olarak kütle spektrografı cihazını hazırlamışlardır.
Eğer bir element, kütleleri değişik atomlar (izotoplar) içeriyorsa, bu elementten türeyen pozitif iyonların m/q değerlerin farklı olması gerekir.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-1)
Kütle spektrografı, iyonları m/q değerlerine göre ayırır ve bunlar bir fotoğraf plağı üzerinde belirtilirler (Şekil 3.5.1).
Kütle spektrografında gaz halinde element atomları, elektrotlar arasında elektronlarla bombardıman edilerek pozitif iyonlara dönüştürülür.
Bu iyonlar, birkaç bin voltluk bir elektrik alanından geçirilerek hızlandırılır.
İyonların hızları, hızlandırıcı gerilime ve m/q de­ğerlerine bağlıdır; eğer hızlandırıcı gerilim sabit tutulursa, aynı m/q değerine sahip bütün iyonlar, magnetik alana aynı hızla girerler.
Bu hız ve magnetik alan şiddeti, iyonun magnetik alanda çizdiği daire yayının yarıçapını belirtir.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-2)
Magnetik alan şiddeti ve hızlandırıcı gerilim sabit tutulursa, farklı m/q değerine sahip iyonlar, fotoğraf plağı üzerinde farklı yerlerde görünürler.
Çoğunlukla +1 yüklü atom iyonları oluşur; dolayısıyla, m/q değerleri atom kütlelerini gösterir.
Neon, bu yolla izotoplarına ayrılan ilk elementtir.
Fotoğraf plağı yerine iyon demetlerinin şiddetini de ölçen bir düzenek yerleştirilirse, cihaz kütle spektrometresi adını alır ve m/q değerlerine (yani atom kütlelerine) karşı bu değerlere sahip iyonların bağıl bolluğunu pikler halinde gösteren grafiklere kütle spektrumu denir.
Kütle spektrometresi ile izotopların atom kütleleri ve elementlerin izotopik bileşimi yani bir elementte bulunan izotoplar ve bağıl oranları elde edilir.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-3)
Şekil 3.5.1’de gösterilen neon’un kütle spektrumları, Bölüm 3.6’da açıklanacaktır. Kütle spektrometresi ile bileşiklerin molekül kütleleri de bulunabilir.
Kütle spektrometresinde aynı yüklü iyonların magnetik alanda sapmaları kütlelerine bağlıdır, küçük kütleli iyonlar daha fazla saparlar.
Aynı kütleli iyonların sapması ise yükleri ile doğru orantılıdır.
Pozitif parçacıklar ışın m/q değerlerinin ölçülmesi aşağıdaki sonuçları verir:
(i) Pozitif iyonlar için m/q değerleri, elektronunkinden daima daha büyüktür. Nötral atomlardan elektron kaybı ile oluştuklarına göre, yükleri elektron yükünün birkaç katıdır, o halde kütleleri elektronunkinden çok daha büyük olmalıdır.
(ii) m/q oranı, elementin türüne bağlıdır, yani bütün pozitif iyonlar ayni m/q değerini vermez.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-4)
Kütle spektrometresinde m/q oranları farklı pozitif iyonların çizdikleri dairesel yolların farklılığını açıklayalım:
Yükü q, kütlesi m ve hızı v olan bir iyon, V geriliminin etkisi altında kazandığı qV enerjisini, kinetik enerjiye dönüştürecektir:
qV = ½ mv2 (3.5.1)
Buradan iyonun hızı
v=(2qV/m)1/2 (3.5.2)
olarak bulunur.
Şiddeti H olan magnetik alan içine girdiği zaman iyonun çizdiği dairenin yarıçapı, r için Eşitlik 3.2.3’ten yararlanarak
m/q = Hr/ (3.5.3)
yazılabilir. Eşitlik 3.5.2’den v’ nin değeri Eşitlik 3.5.3’te yerine konursa, m/q oranı için
m/q = H2r2/2V elde edilir. 3.5.4)
O halde sabit gerilimde ve magnetik alan şiddetinde, m/q oranı küçük iyonlar daha küçük çaplı daire çizecekler, yani daha çok sapacaklardır.
nBaşka bir deyişle, q sabitse, örneğin birim pozitif yük ışın küçük kütleli iyonlar daha çok saparlar.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-4)
Bir element atomu, X iki sayı ile gösterilir:
Atom numarası: Z ve atom kütle numarası: A. Atom numarası (Bölüm 3.10) çekirdekteki pozitif yük sayısını, yani proton sayısını gösterir.
Atom numarası, nötral bir atom için elektron sayısına da eşittir.
Atom kütle numarası, çekirdekteki nötron ve proton sayılarının toplamına (yani nükleonların sayısına) eşittir.
O halde nötron sayısı = A – Z’dir.
İzotoplar, aynı atom numaralı, fakat farklı atom kütle numaralı elementlerdir.Kimyasal özellikleri birbirine çok benzer.
Örneğin, klorun iki doğal izotopu vardır 17Cl35 ve 17Cl37 her iki atomda 17 proton ve 17 elektron vardır, fakat 17Cl35 ‘de 18 nötron, 17Cl37 ‘de 20 nötron bulunur.
İzobarlar, aynı atom kütle numaralı, fakat değişik atom numaralı elementlerdir: 16S36 ve 18Ar36 gibi
İzobarlarda nükleon sayısı aynı olduğu halde proton ve nötron sayıları farklıdır. S izotopunda 16 proton ve 20 nötron, Ar izotopunda ise 18 proton ve 18 nötron vardır.
İzobarlar kimyasal özellikleri farklı elementlerdir, çünkü kimyasal özellikler daha çok atom numarası ile gösterilen elektron sayısına bağlıdır.
Nötron sayıları aynı ve proton sayıları farklı atomlara ise izotonlar denir: 17Cl35 ve 18Ar36 atomları, birbirlerinin izotonları olup, nötron sayıları aynı ve 18’dir; fakat proton sayıları farklıdır.
3.5. KÜTLE SPEKTROMETRESİ, İZOTOPLAR VE İZOBARLAR (D-5)
nŞekil 3.5.1: Kütle spektrometresi. Değişik m/q değerindeki iyonlar değişik uzunlukta oklarla gösterilmiştir: m/q değeri büyük (kısa oklu) iyonlar, m/q değeri küçük (uzun oldu) iyonlardan daha yavaş hareket ederler yani daha az saparlar. (a) ve (b), neon kütle spektrumlarıdır.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ
Atomların ve nükleonların kütlelerini ölçmek için standart kütle birimleri çok büyük olacağından atom kütleleri için yeni bir kütle birimi geliştirilmiştir.
Bir atom kütle birimi (akb, ing. atomic mass unit, amu, SI simgesi: u, eskiden kullanılan birim: Dalton) bir tane atomunun kütlesinin 1/12’si olarak tanımlanır.
Karbon-12 izotopu seçilerek kütlesinin 12,0000 u kabul edilişi 1961’den beri geçerlidir.
Bundan önce standart olarak oksijen kullanılmaktaydı.
Fakat kimyacılar doğal oksijen atomunun kütlesini 16,0000 u kabul etmişlerdi; fizikçiler ise izotopunun kütlesini standart ve 16,0000 u olarak almışlardı.
Gerçekte, doğal oksijen, üç izotoptan (kütle numaraları 16, 17 ve 18) oluştuğundan fizikçilerin ölçeğinde kütlesi 16,0044 u’ dur.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-1)
Bu ikiliği ortadan kaldırmak için, 6C12’ye dayanan birleştirilmiş bir ölçek geliştirilmiştir. (Atom kütlesini belirten SI simgesi, u, “birleşmiş” anlamının ingilizce karşılığı, “unified” sözcüğünün baş harfidir.)
Günümüzde, bütün atomların kütleleri, 6C12 izotopunun kütlesi, standart 12,000 u kabul edilerek u birimiyle verilir. (Atom kütleleri, bazen birimsiz verilir, bu değerler yine aynı standarda göre bağıl atom kütleleridir. Bağıl atom kütlesi için eski deyim, atom ağırlığıdır.) u(akb)’nin g eşdeğeri Çözülmüş Soru 2.1.9’da hesaplanmıştır.
Atomu oluşturan temel parçacıkların kütleleri ve yükleri Çizelge 3.6.1’de verilmiştir.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-3)
Çizelge 3.6.1 Atomu oluşturan temel parçacıkların kütleleri ve yükleri
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-3)
Kütle spektrometresinin izotopların atom kütleleri ve bağıl bollukları hakkında bilgi verir.
Şekil 3.5.1 de verilen neon kütle spektrumlarını şimdi açıklayabiliriz.
Spektrometrede neon iyonları, üç demete ayrılır; çünkü üç izotop vardır: 10Ne20,10Ne21 ve 10Ne22 .
Her bir Ne+ iyonu kütlesi, iyonun magnetik alanda sapma miktarından bulunur ve kütle spektrumu ile beraber kaydedilerek verilir.
(a) Spektrumunda, iyon demetlerinin şiddeti ve
(b) spektrumunda (piklerin) çizgilerin yüksekliği, 10Ne20,10Ne21 ve 10Ne22 atomlarının (yani Ne+ iyonlarının) bağıl sayılarını gösterir.
İzotopların bağıl bollukları, yani izotop yüzdeleri, Ne atomlarının bağıl sayılarından hesaplanır.
Neon izotopları, kütleleri ve bağıl bollukları, neon-20, 19,992 u (% 90,92), neon-21, 20,994 u (% 0,26) ve neon-22, 21,99 (% 8,82) dur.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-4)
Özetle, kütle spektrumunda, her m kütlesinde kaydedilen pikin alanı, m kütlesindeki izotopun element içindeki yüzdesi ile orantılıdır.
(Thomson, neon içinde 20 u yanında 22 u atom kütlesini de gözlemiş ve yeni bir element sanmıştır.Daha sonra, Aston, daha geliştirilmiş bir cihazla neon gibi pek çok elementin izotoplar karışımından ibaret olduğunu göstermiştir.)
Elementlerin çoğu doğada izotop karışımları halinde bulunurlar.
Çok az ayrıcalıklı durum dışında, izotop karışımlarının bileşimi bellidir.
Yukarıda, neon izotopları kütleleri ve bağıl bollukları verilmiştir.
Neonun atom kütlesi 20,18 u dur ve hesaplamalarda bu değer kullanılır.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-5)
Gerçekte 20,18 u atom kütleli hiç bir neon atomu yoktur; çünkü bu değer neon için ortalama atom kütlesidir.
Karbon izotopları,kütleleri ve bağıl bollukları, karbon-12,12,0000 u (%98,89) ve karbon-13,13,0034 u (%1,11) dir.
Karbon-14, radyoaktiftir ve yüzdesi çok düşük olduğu için ihmal edilir.
Karbonun atom kütlesi, 12,011 u dur.
Bu değer karbonun, ortalama atom kütlesidir ve bu kütleli bir karbon atomu yoktur.
Hidrojenin atom kütlesi, 1,0079 u dur ve bu değer, hidrojen-1, (1,00783 u, % 99,98),hidrojen-2 (döteryum) (2,01410 u, %0,02) ve hidrojen-3 (tritiyum) (yüzdesi çok düşük) izotoplarının karışımı olan hidrojenin atom kütlesidir.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-6)
Bir elementin (ortalama) atom kütlesi,doğal izotoplarının atom kütlelerinin ağırlıklı ortalamasından ibarettir.
Bir elementi, ortalama atom kütlesine sahip tek bir atomdan oluşmuş farzetmekle yapacağımız hesaplamalarda hiç bir yanlışlık olmaz.
Bir elementin ortalama atom kütlesi, her bir izotopun atom kütlesini, yüzde bağıl bolluğu ile çarpıp toplayarak bulunur.
Karbonun izotoplarının, atom kütleleri ve bağıl bollukları yukarıda verilmiştir.
O halde, karbonun atom küt­lesi
12,0000 u x 0,9889 + 13,0034 u x 0,0111= 12,011 u bulunur.
Bir izotopun, atom numarası ve atom kütle numarası biliniyorsa, Çizelge 3.6.l’ deki değerleri kullanarak atom kütlesinin hesaplanması beklenir, fakat bu hesaplama gerçek atom kütlesini vermez.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-7)
Örneğin, izotopunun kütlesinin 17 proton, 18 nötron ve 17 elektronun kütleleri toplamına eşit olması beklenir:
17×1,007277u + 18×1,008665u + 17×0,000549u = 35,289005u. izotopunun gerçek (denel) kütlesi ise 34,96885 u bulunmuştur.
İki kütle farkı 35,28901u – 34,96885u = 0,32016u dur.
O halde atomu oluşturan parçacıkların bir araya gelmeleri kütle kaybına neden olmaktadır.
Bu kütle farkının enerji eşdeğeri, bağlanma enerjisi (çekirdek bağlanma enerjisi) olarak bilinir.
Kütle, Einstein’in E = mc2 formülüne göre enerji cinsinden hesaplanabilir.
3.6 ATOMLARIN KÜTLELERİ(D-8)
Konu, Bölüm 5.7’de ayrıntılı olarak açıklanacağından burada 1 g bir kütlenin 9,00 x 1013 J (veya 1 u = 1,49 x 10-10J) enerjiye eşdeğer olduğunu söylemekle yetinelim.
Bağlanma enerjisi, çekirdeği oluşturan parçacıkların bir araya gelmesi sırasında açığa çıkan enerji olarak tanımlanır ve elektronların katkısı ihmal edilebilir.
Çekirdeği bir protondan oluşan hidrojen hariç her atom için proton, nötron ve elektronların kütleleri toplamı, atomun gerçek kütlesinden büyüktür, yani iki veya daha fazla nükleondan oluşan her çekirdeğin bir bağlanma enerjisi vardır.
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN
Atomun yapısı hakkında daha ayrıntılı bilgi, elektromagnetik ışın (radyasyon) nın atomlar tarafından yayınması (emisyonu) ve soğurulması (absorbsiyonu) üzerindeki çalışmalar ile kazanılmıştır.
Elektromagnetik ışının aşağıda göreceğimiz gibi hem dalga ve hem de parçacık yapısında olma özelliği vardır ve ışık elektromagnetik ışımanın gözle görünür bölümüdür.
Işın enerjisinin değişik şekillerinin hepsi, boşlukta aynı hızla (ışık hızıyla, 3 x 108 m s-1) yayılan elektromagnetik dalgalardır (Şekil 3.7.1) ve bir elektromagnetik dalga, yayılma doğrultusunda birbirine dik düzlemler içinde elektriksel ve magnetik alanlardan oluşur.
Elektromagnetik dalganın yayılmasında, ard arda iki dalga tepesi arasındaki uzaklık dalga boyu, λ’ dır. 1/ λ ‘ ya dalga sayısı n denir. Dalganın yüksekliği, genlik (veya amplitüd), A dır ve ışımanın şiddetine bağlıdır.
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN(D-1)
Dalga yayılmasında bir noktadan 1 saniyede geçen dalga sayısına frekans, n denir. O halde ışımanın frekansı, ışık hızının dalga boyuna oranı olacaktır:
n = c/λ veya c = λn (3.7.1)
Soru 3.7.1: Dalga boyu 1,54 x 10 –10 m olan ışımanın frekansını bulunuz.
Çözüm: Frekans için SI birimi Hertz (Hz) dir,
1 Hz = 1 devir/s = 1/s = s-1 yazılabilir.
ν = c/λ
eşitliğinde, ışık hızı, c = 3,00 x 10 8 m s-1 ve λ = 1,54 x 10-10 m yerine konursa
ν = 3,00 x 108 m Hz/1,54 x l0 -10 m = 1,95 x 1018 Hz
bulunur.
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN(D-2)
Şekil 3.7.2 de elektromagnetik spektrum çizilmiştir.
Elektromagnetik ışın türlerinin* dalga boyları çok çeşitlidir.
Beyaz ışık görünür ışık), dalga boyları 4xl0 -5 cm – 7 x 10-5 cm (4000 A° – 7000 A°) olan ışımalardan ibarettir
(1 A° (Angstrom) = 10-10 m) A° yerine kullanılması önerilen birim nm’dir, (lnm = 10A°) O halde beyaz ışık, dalga boyları 400-700 nm olan ışımaları içerir.)
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN(D-3)
Şekil 3.7.2: Elektromagnetik spektrum.
Not: Radyofrekansı (rf) bölgesi içinde radar dalgaları (λ ~ 10 –1 – 1 m), TV dalgaları (λ ~ l-10 m), NMR (nükleer magnetik rezonans) dalgaları (λ ~ 10-10 2 m) ve radyo dalgaları (λ ~ 102-104) bulunur.
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN(D-4)
Elektromagnetik ışının dalga kuramı, gözlenen pek çok özelliklerini açıklar.
Fakat bazı özellikler, örneğin siyah cisimlerin ışıması ve fotoelektrik olay ışının parçacıklardan oluşması ile açıklanabilir.
Işın enerjisinin parçacık özelliği için, 1900’de M. Planck tarafından kuantum kuramı önerilmiş ve enerjinin ancak belli büyüklükler halinde alınıp verilebileceği belirtilmiştir.
Bu büyüklüklere kuan­tum, ışıma enerjisine (yani kuantumlardan oluşmuş enerji akımına) ise kuantlanmış, enerji denir.
A. Einstein, 1905’te, ışımayı oluşturduğu ve ışık hızıyla hareket ettiği varsayılan bu kuantumları fotonlar olarak adlandırmıştır.
3.7 ELEKTROMAGNETiK IŞIN(D-4)
O halde ışıma enerjisi hem ışıma dalgaları ve hem de foton akımlarıdır ve ışıma enerjisi sürekli değil,kesikli bir biçimde, kuantumlar halinde alınıp verilebilir.
Her iki özellik de denel gözlemlere dayanır ve herhangi bir olgu, uygun gelen özellikle açıklanabilir.
Aşağıda atomun yapısına çok önemli katkıları olan siyah cisimlerin ışıması ve özellikle fotoelektrik olay ayrıntılı açıklanmıştır.
Atomu oluşturan parçacıkların, özellikle elektronun ikili, yani hem dalga ve hem de parçacık olma özelliği Bölüm 4.2’de anlatılacaktır.
3.8.1. Siyah Cisim Işıması
Üzerine gelen bütün ışınları soğuran cisimlere siyah cisim denir.
Siyah cisim ısıtılırsa yaydığı ışımalarda her çeşit dalga boyunun bulunduğu görülür.
Siyah cisim, örneğin bir metalden veya kilden yapılmış, her yanı kapalı ve içi siyaha boyanmış, bir borunun üzerinde bir delik açmakla hazırlanabilir ve uygun bir şekilde ısıtılarak delikten çıkan ışımalar gözlenebilir.
Her sıcaklıkta, ışımanın şiddetinin belli bir dalga boyunda en fazla olduğu gözlenmiştir.
Düşük sıcaklıkta az enerjili (uzun dalga boylu) ışımalar vardır ve sıcaklık yükseldikçe ışıma yüksek enerjili (kısa dalga boylu) olur.
Siyah cisim ısıtılıp görünür ışık yaydığında önce kırmızıdır (görünür bölgenin en uzun dalga boylu ışını).
Sıcaklık artarsa turuncu ve sarı ışıma görülür ve sonuçta beyaz ışık dediğimiz bütün görü­nür bölge ışıması yayımlanır (Şekil 3.8.1).
O halde, siyah cismin çeşitli sıcaklıklarda ışıma şiddetinin ışımanın dalga boyuna bağlı olması, dalga kuramına göre açıklanamaz. Çünkü dalga kuramına göre ışımanın şiddeti genliğin karesi ile orantılıdır.
3.8.2 Planck Kuantum Kuramı
Işıma enerjisinin gözlenen bu özelliklerini açıklayabilmek için M. Planck, 1900’de kuantum kuramını önermiştir. Planck, ışıma enerjisinin ancak belli büyüklüklerde soğurulup yayımlanabileceğini yani kuantumlar halinde alınıp verileceğini ileri sürmüştür.
Her kuantumun enerjisi, ışımanın frekansı, ν ile orantılıdır,
E = hv = hc/λ (3.8.1)
Burada orantı katsayısı h, Planck sabitidir: h = 6,626 x 10-34 Js (veya h=6,626xl0-27 ergs.s).
Işının frekansı arttıkça kuantumun enerjisi ve kuantumlardan oluşmuş enerji akımı olarak tanımlayabileceğimiz ışının enerjisi de artar.
Bundan dolayı, siyah cismin ışımasında sıcaklık yükseldikçe yayımlanan ışın gittikçe daha kısa dalga boylarına kayar.

Atoms and the Atomic Theory ( Dr. Bülent BELİBAĞLI )

Law of Conservation of Mass

The total mass of substances present after a chemical reaction (rxn) is the same as the total mass of substances before the rxn.

Example: 0.455 g of Mg is burned in 2.315 g oxygen. The product is magnesium oxide (MgO). After the rxn the mass of unreacted oxygen is 2.015 g. What mass of MgO was produced ?

Kimyasal Bağlar II Molekül Geometrisi ve Atom Orbitallerinin Melezleşmesi ( Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK )

KİMYASAL BAĞLAR II Molekül Geometrisi ve Atom Orbitallerinin Melezleşmesi Yrd.Doç.Dr. İbrahim İsmet ÖZTÜRK

10.1. MOLEKÜL GEOMETRiSi

10.2. DİPOL MOMENTLER

10.3. ATOM ORBİTALLERİNİN MELEZLEŞMESİ

10.4. İKİLİ VE ÜÇLÜ BAĞ İÇEREN MOLEKÜLLERDE MELEZLEŞME

10.1. MOLEKÜL GEOMETRİSİ

Molekül geometrisi , bir moleküldeki atomların üç boyutlu düzenlenmesidir. Kovalent bağ oluşturan elektron çifti sıklıkla bağlayıcı çift olarak adlandırılır. Ancak, çok atomlu bir molekülde farklı bağlayıcı elektron çiftleri arasındaki itme, atomların olabildiğince birbirinden uzak konumlanmalarına neden olur. Sonuçta molekül geometrisi itmeleri en aza indirecek şekilde olmalıdır. MerkezMerkez atomatom etrafındakietrafındaki elektronelektron çiftlerininçiftlerinin geometrikgeometrik düzenidüzeni elektrostatikelektrostatik itmeitme temeline dayandığından, molekül geometrisini belirlemek için yapılan bu yaklaşıma değerlik kabuğu elektron çifti itme modeli (VSPER) denir. VSEPR modelinin kullanımı iki genel kurala dayanır; 1- Sadece elektron çifti itmeleri göz önüne alındığında, ikili ve üçlü bağlar tek bağmış gibi düşünülebilir. Fakat iki atom arasındaki ikili yada üçlü bağ olduğunda elektron yoğunluğunun daha çok yer işgal ettiğini bilmeliyiz.

2- Eğer bir molekülün iki yada daha çok rezonans yapısı varsa VSEPR modelini bunlardan herhangi birine uygulayabiliriz. Molekül modelleri, merkez atomlarının ortaklanmamış elektron çiftleri taşıyıp taşımadığına göre ikiye ayrılır. Ortaklanmamış Elektron Çiftleri Bulunmayan Merkez Atomlu Moleküller Merkez atomu AA olan,olan, AA veve BB gibi sadece iki elementten oluşan molekülleri göz önüne alırsak, bu moleküller ABx genel formülüyle gösterilebilir. Burada x: 1,2,3,… gibi tam sayılardır. Eğer x:1 ise iki atomlu AB molekülü oluşur ve çizgisel bir geometridedir. Karşılıklı itmenin bir sonucu olarak, elektron çiftleri, birbirinden olabildiğince uzak durur. Merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti olmayan moleküller, beşbağlayıcı çift düzeninden birine sahip olabilirler.

AB : Berilyum Klorür (BeCl ) 2 2 Gaz fazında berilyum klorürün Lewis yapısı şöyledir: Bağlayıcı elektron çiftleri birbirini ittiğinden bu çiftler olabildiğince birbirinden uzak olmalıdır. Bu yüzden, ClBeCl açısı 180°dir ve molekül çizgiseldir. 10\BeCl.c3xml AB : Bor Triflorür (BF ) 3 3 Bor triflorür üç kovalent bağ yada üç bağlayıcı çift içerir. BF3 ün geometrisi üçgen düzlemdir. Üç tane uç atom bir eşkenar üçgenin köşelerinde ve aynı düzlemdedir.

Bu yüzden, FBF açılarının üçüde 120°dir ve dört atomda aynı düzlemdedir. 10\BF3.c3xml AB : Metan (CH ) 4 4 Metanın lewis yapısı yandaki gibidir.

Dört elektron çifti nedeniyle, CH ’ün geometrisi dörtyüzlüdür. Dörtyüzlü 4 bir molekülde, merkez atom dörtyüzlünün merkezinde, diğer dört atom ise köşelerinde yer alır. Bağ açılarının hepsi 109.5°dir. 10\CH4.c3xml AB : Fosfor Pentaklorür (PCl ) 5 5 Fosfor penta klorürün lewis yapısı şöyledir;

Beşbağlayıcı çiftin itme kuvvetlerini en aza indirmenin tek yolu PCl bağlarının bir üçgen bipiramit şeklinde düzenlenmesidir. 10\PCl5.c3xml Merkez atom ortak üçgenin merkezinde, çevreleyen atomlar ise üçgen bipramitin beş köşesinde yer alır. Üçgen düzleminin üzerinde ve altındaki atomlar aksiyel konumları, üçgen düzlemde yer alanlar ise ekvatoryal konumları işgal ederler. Ekvatoryal konumlar arasındaki her açı 120° dir. Bir aksiyal ile bir ekvatoryal bağ arasındaki açı 90°, iki aksiyal bağ arasındaki ise 180°dir.

AB : Kükürt hegzaflorür (SF ) 6 6 Kükürt hegzaflorürün yapısı şöyledir; Yapıdaki SF bağlayıcı çiftin en kararlı konumlanması sekizyüzlü şeklidir. Merkez atom ortak karenin merkezinde, köşelerde ise uç atomlar yer alır. Merkez atomla birbirine tamamen zıt uçta dik olan atom çiftleriçiftleri arasındakiarasındaki açıaçı hariç,hariç, didiğğerer tümtüm açılaraçılar 9090°°dirdir.. Birbirine zıt dik uçlar arasındaki açı ise 180° dir. Bir sekizyüzlü molekülde altı bağda eşdeğer olduğu için bu molekülde aksiyel ve ekvatoryal terimleri kullanılmaz. 10\SF6.c3xml

Merkez Atomunda Bir yada Daha Çok Ortaklanmamış Elektron Çifti Olan Moleküller Merkez atomunda hem ortaklanmamış, hem de bağlayıcı çiftleri olan bir molekülün geometrisinin belirlenmesi çok daha karmaşıktır. Böyle moleküllerde, bağlayıcı çiftler, ortaklanmamış çiftler ve bağlayıcı ile ortaklanmamış çiftler arasında olmak üzere üç itme kuvveti vardır. Bir bağda elektronlar, bağ yapmış iki atomun çekirdeğince uygulanan çekme kuvvetleriyle bir arada tutulurlar. Bu bağ yapan elektronlar uzayda ortaklanmamış elektronlardan daha az yer kaplarlar, çünkü atomlar tarafından çekilirler.

Moleküldeki ortaklanmamış elektronlar uzayda daha çok yer kapladıklarından komşu ortaklanmamışve bağlayıcı çiftlerin itme kuvvetine daha çok maruz kalırlar. Bağlayıcı ve ortaklanmamış çiftlerin toplam sayısını belirtmek için ortaklanmamış çiftleri olan moleküller AB E şeklinde gösterilir. Burada A merkez atomu, B uç x y atomu, E ise A üzerindeki bir ortaklanmamışçifti gösterir. AB E: Kükürt Dioksit (SO ) 2 2 Kükürt dioksitin Lewis yapısı şöyledir. VSEPR modeline göre çift bağlar tek bağmış gibi göz önüne alındığından, SO2 molekülü merkez S atomu üzerinde üç elektron çifti içeren bir molekül olarak düşünülebilir. Bunlardan ikisi bağlayıcı, bir tanesi de ortaklanmamış çifttir. Üç elektron çifti için toplam düzenlemenin üçgen düzlem olduğu görülmüştür.

Ancak elektron çiftlerinden biri ortaklanmamış olduğu için SO2 molekülü kırık çizgi şeklindedir. Ortaklanmamış çift ile bağlayıcı çift itmesi, bağlayıcı çiftler arasındaki itmeden daha fazla olduğu için, iki kükürt oksijen bağı ortaklanmamış çift tarafındantarafından azdaazda olsaolsa itiliritilir veve OSOOSO babağğaçısıaçısı 120120°°denden dahadaha küçükküçük olurolur..

AB E: Amonyak (NH ) 3 3 Amonyak molekülü, üç bağlayıcı ve bir ortaklanmamışçift içerir. NH3 de elektron çiftlerinden biri ortaklanmamış çift olduğundan, NH3 geometrisi üçgen pramittir. Ortaklanmamış çiftler, bağlayıcı çiftleri daha kuvvetle ittiklerinden üç NH bağlayıcı çiftleri itilerek birbirine yaklaşır. Bu yüzden amonyaktaki HNH açısı, ideal dörtyüzlü açı 109.5°den daha küçüktür. AB E : Su(H O) 2 2 2 Su molekülü iki bağlayıcı ve iki ortaklanmamışelektron çifti içerir.

Suda dört elektron çiftinin toplam düzenlenişi amonyakta olduğu gibi dörtyüzlüdür. Ancak, amonyaktan farklı olarak suyun oksijen atomu üzerinde iki tane ortaklanmamışçift vardır. Bu ortaklanmamışçiftler itme kuvvetleri çok olduğu için birbirinden olabildiğince uzak durma eğilimindedirler. Sonuç olarak, iki OH bağlayıcı çifti birbirine doğru itilir ve dörtyüzlü açıdan sapma NH dekinden daha 3 büyüktür. HOH açısı 104.5°dir.

AB E: Kükürt Tetraflorür (SF ) 4 4 SF4 ün Lewis yapısı şöyledir. Merkez kükürt atomunun beş elektron çifti vardır. Düzenlenişi üçgen piramittir. Ancak,Ancak, SFSF44 molekülündemolekülünde elektronelektron çiftlerindençiftlerinden biribiri ortaklanmamıortaklanmamışş çifttir,çifttir, bubu yüzdenyüzden molekül şu geometrilerden birine sahip olmalıdır.

(a) da ortaklanmamış çift ekvatoryal konumda iken (b) de aksiyal konumdadır. Aksiyal konumun üç komşu çifti 90°ve diğer ikisi 120°ile yönlenmiştir. Buna göre itme kuvvetleri (a) da daha azdır ve deneysel olarak gözlenen yapıda budur. Aksiyal F atomları ile S arasındakı açı 173°, ekvatoryal F atomları ile S arasındaki açı ise 102°dir. Birden Çok Merkez Atomu Olan Moleküllerin Geometrisi Birden çok merkez atomu bulunan moleküllerin toplam geometrisini belirlemek çoğu kez zordur. Ancak, böyle bir yapıda merkez atomlarının her biri etrafındaki geometriyi kolaylıkla belirleyebiliriz. Örneğin metanol, CH3OH ü göz önüne alalım. Lewis yapısı şöyledir.

Metanol’de bulunan iki merkez atom (Uç olmayan) C ve O dir. Üç tane CH ve bir CO bağlayıcı çiftin C atomu etrafında dörtyüzlü düzenlendiğini söyleyebiliriz. HCHHCH veve OCHOCH babağğ açılarıaçıları yaklayaklaşşıkık 109109°°dirdir BuradaBurada OO atomuatomu ikiiki ortaklanmamıortaklanmamışş çiftçift ve iki bağlayıcı çifte sahiptir ve sudaki yapıya benzer. Bu yüzden molekülün HOC kısmı eğiktir ve HOC açısı yaklaşık 105°ye eşittir.

VSEPR Modelinin Uygulama Kuralları Molekül geometrilerini, merkez atomunda ortaklanmamış elektron çifti içerip içermemesine göre, iki sınıfa ayırarak VSEPR modelini tüm moleküllere uygulayabiliriz. 1- Yalnızca merkez atomu etrafındaki elektron çiftlerini göz önüne alarak, molekülün Lewis yapısını yazınız. 22– MerkezMerkez atomatom etrafındakietrafındaki elektronelektron çiftleriniçiftlerini sayınızsayınız.. BunuBunu yaparkenyaparken ikiliikili veve üçlüüçlü bağları tek bağ gibi düşününüz. Elektron çiftlerinin toplam düzenleşimini öngörünüz. 3- Molekülün geometrisini öngörünüz. 4- Bağ açılarını öngörmek için, bir ortaklanmamış çiftin başka bir ortaklanmamış çifti yada bağlayıcı çifti, bağlayıcı çiftin başka bir bağlayıcı çifti itmesinden çok daha kuvvetli ittiğini dikkate alınız.

10.2. DİPOL MOMENTLER Hidrojen florür (HF) polar kovalent bağlı bir bileşiktir. HF molekülünde H den F a doğru elektron yoğunluğu kayması söz konusudur. Bunun nedeni, F atomunun H atomundan daha elektronegatif olmasıdır. Elektron yoğunluğu kayması, Lewis yapısının üzerine kaymanın yönünü belirten kesikli bir ok koyarak gösterilir. Oluşan yük ayrımı şöyle gösterilebilir: Burada δ (delta) kısmi yükü gösterir. Elektrik alanı uygulandığında, HF molekülleri negatif uçları pozitif plakaya, pozitif uçları negatif plakaya doğru yönlenirler.

BirBir babağğının polarlıpolarlığğınınının nicelnicel ölçümüölçümü dipoldipol momentmoment ((µµ)) tirtir.. DipolDipol moment,moment, QQ yüküyükü ileile yükler arasındaki uzaklığın (r) çarpımına eşittir: Q sadece yükün büyüklüğünü gösterdiği için dipol moment daima pozitiftir. Dipol momentler genellikle debye (D) birimi ile verilir. Burada C coulomb, m metredir.

Farklı elementlerin atomlarını içeren iki atomlu moleküller (HCl, CO, NO) dipol momentlere sahiptir ve polar moleküller olarak adlandırılırlar. Aynı elementin atomlarını içeren iki atomlu moleküller ise (H , O , F ) polar olmayan 2 2 2 moleküllerdir çünkü bu tür moleküllerin dipol momentleri yoktur. Üç yada daha çok atomdan oluşan moleküllerin dipol momentlerinin olup olmadıklarının belirlenmesi için hem bağların polarlıklarının hem de molekül geometrilerinin bilinmesibilinmesi gerekirgerekir.. PolarPolar babağğlarıları olsaolsa bilebile molekülünmolekülün dipoldipol momentimomenti olmayabilirolmayabilir.. Örneğin CO , üç atomlu bir moleküldür, geometrisi doğrusal yada açısal olabilir. 2 Bağ momenti hem büyüklük hem de yön bakımından vektörel bir niceliktir. Ölçülen dipol moment bağ momentlerinin vektörel toplamıdır. CO2 de iki bağın momenti eşit büyüklüktedir. Doğrusal CO2 molekülünde iki zıt yönde yönlenirler ve oluşan net dipol moment sıfır olmalıdır.

Diğer taraftan, eğer CO2 molekülü açısal olsaydır, iki bağmomenti birbirini kısmen güçlendirecek ve molekülün net bir dipol momenti olacaktı.Deneysel olarak CO2 in bir dipol momenti olmadığı bulunmuştur. Buradan CO2 in doğrusal olduğu sonucu çıkarılır. Dipol momentler, aynı molekül formülüne sahip ancak farklı yapıları olan molekülleri ayırt etmek için de kullanılır. Örneğin, aşağıdaki moleküllerin her ikisi de aynı molekül formülüne (C H Cl ), aynı sayıda ve aynı türde bağlara sahiptirler. 2 2 2 Ancak bunların molekül yapıları farklıdır.

Cis-dikloretilen polar bir molekül iken, trans-dikloretilen değildir. Bu iki molekül, dipol moment ölçümleriyle kolayca ayırt edilebilir.

10.3. ATOM ORBİTALLERİNİN MELEZLEŞMESİ

sp3 Melezleşmesi CH4 molekülü ele alındığında, sadece değerlik elektronlarını dikkate alarak C orbital diyagramını şu şekilde gösterebiliriz. Karbon atomunun iki tane eşleşmemiş elektronu olduğu için, temel halde H ile sadece iki bağ yapabilir. Metanda dört CH bağı oluşabilmesi için 2s orbitalinden bir elektronun 2p orbitaline uyarılması gerekir.

Bu durumda C da dört CH bağı oluşturulabilecek kadar eşleşmemişelektron vardır. Metandaki bu bağlanmayı açıklayabilmek için düşünsel melez orbitalleri kullanılır. Bunlar aynı atomun iki yada daha çok eşdeğer olmayan orbitallerinin, bağ oluşumundan önce birleşmesiyle elde edilen orbitallerdir. Melezleşme, merkez orbitalleri oluşturmak üzere bir atomda atom orbitallerinin karışması için kullanılan bir terimdir. Karbonda 2s orbitali ile üç 2p orbitalinin karışması sonucu dört eşdeğer melez orbitali oluşturulabilir

sp3 melezleşmesine başka bir örnekte NH3 tür. Dört elektron çifti NH3 ün dörtyüzlü düzenlendiğini gösterir. NH3 teki bağlanma CH4 daki C gibi N un sp3 şeklinde melezleştiği varsayılarak açıklanır. N un temel hal elektron dağılımı 1s2 2s2 2p3 tür. sp3 melezleşen N atomu için orbital diyagramı şöyledir.

Dört melez orbitalden üçü NH kovalent bağlarını oluşturur. Dördüncü melez orbital ise azot üzerinde ortaklanmamış çift olarak yer alır. spsp MelezleMelezleşşmesimesi Berilyum klorür (BeCl ) molekülünün VSEPR ile doğrusal olduğu 2 öngörülmektedir. Be için değerlik elektronları orbital diyagramı şöyledir. Temel halde Be, Cl ile kovalent bağ oluşturamaz, çünkü 2s orbitalindeki elektronlar eşleşmiştir.

Bu yüzden Be un bağlanmasını açıklamak için melezleşmeyi kullanmak gerekir. Bunun için önce, bir 2s elektronunu 2p orbitaline atlatırız. Bu durumda, 2s ve 2p de bağoluşturacak iki Be orbitali vardır.

sp2 Melezleşmesi VSEPR’ e göre molekül geometrilerinin düzlemsel olduğu bilinen BF3 molekülünü inceleyelim. B için değerlik elektronları orbital diyagramı şöyledir; BuBu durumdadurumda birbir 22ss orbitaliorbitali ileile ikiiki 22pp orbitalininorbitalinin karıkarışşımındanımından oluoluşşanan üçüç spsp22 melezmelez orbitali meydana gelir.

Melezleşme konusunda dikkat edilmesi gereken noktalar; 1- Melezleşme kavramı izole atomlara uygulanmaz. Sadece kovalent bağı açıklamak için kullanılan kuramsal bir kavramdır. 2- Melezleşme, en az iki farklı atom orbitalinin karışmasıdır. 3- Oluşan melez orbitalleri sayısı, melezleşmeye katılan saf atom orbitallerinin sayısına eşittir.

4- Melezleşme enerji gerektirir, ancak, sistem bağ oluşumu sırasında bu enerjinin daha fazlasını karşılar. 5- Çok atomlu molekül ve iyonlardaki kovalent bağlar melez orbitallerin ya da melez orbitallerle melezleşmemişorbitallerin örtüşmesiyle oluşur. Atom Orbitallerinin Melezleşmesinde Đzlenecek Yol BirBir moleküldemolekülde merkezmerkez atomatom içiniçin uygunuygun olanolan melezlemelezleşşmeyimeyi ortayaortaya koymakkoymak içiniçin molekül geometrisi hakkında bilgimizin olması gerekir. Bunun için şu yollar izlenir; 1- Molekülün Lewis yapısı çizilir. 2- VSEPR modeli kullanılarak elektron çiftlerinin toplam düzenlenmesi gösterilir. 3- Elektron çiftleri düzenlenmesi ile melez orbitalleri karşılaştırılır ve merkez atomun melezleşmesi belirlenir.

s, p ve d Orbitallerinin Melezleşmesi Üçgen bipiramit ve sekizyüzlü geometriye sahip moleküllerin oluşumunu anlamak için melezleşme kavramının içine d orbitallerini de katmak gerekir. Örnek olarak SF6 molekülünü göz önüne alalım. Molekülün altı elektron çiftinin dezenlenmesiyle sekizyüzlü geometride olduğu gösterildi. S ün temel hal elektron dağılımı [Ne] 3s2 3p4 dür: 3d nin düzeyi enerji bakımından 3s ve 3p düzeylerine çok yakın olduğundan, 3s ve 3p elektronları 3d orbitallerinin ikisine uyarılabilir.

Bu durumda bir 3s, üç 3p ve iki 3d orbitallerinin karışmasıyla altı tane 3 2 sp d melez orbitali oluşur.

10.4. İKİLİ VE ÜÇLÜ BAĞ İÇEREN MOLEKÜLLERDE MELEZLEŞME

Melezleşme kavramı ikili ve üçlü bağ içeren moleküller içinde geçerlidir. Örnek olarak etilen molekülünü ele alalım. C H bir tane karbon karbon ikili bağı 2 4 içermekte ve düzlemsel geometriye sahiptir. Her karbon atomunu sp2 olarak melezlemelezleşştitiğğiniini öngörürsek,öngörürsek, hemhem geometrisigeometrisi hemhem dede babağğoluoluşşumuumu anlaanlaşşılabilirılabilir.. 2s orbitali ile sadece 2px ve 2py orbitalleri melezleşmekte, 2pz orbitali ise değişmeden kalmaktadır.

2pz orbitali, melez orbitallerin oluşturduğu düzleme diktir. Her karbon atomundaki üç sp2 melez orbitalinden ikisi iki hidrojen atomunun 1s orbitali ile iki tane bağ, komşu C atomunun sp2 melez orbitali ile de bir bağ yapar. Ayrıca, C atomlarının iki melezleşmemiş 2pz orbitalleri yandan örtüşerek başka bir bağoluşturur (π).

Her C atomunun yaptığı üç bağın hepsi sigma bağlarıdır (σ), bunlar orbitallerin uç uca örtüşmesiyle oluşur, elektron yoğunluğu bağlanan atomların çekirdekleri arasında yoğunlaşmıştır. Đkinci tip bağ ise pi bağı (π) olarak adlandırılır ve orbitallerin yandan (paralel) örtüşmesiyle oluşan kovalent bağ olarak tanımlanır. Burada elektron yoğunluğu bağlanan atomların çekirdek düzleminin üstünde ve altında yoğunlaşmıştır. İki karbon atomu bir pi bağı oluşturur. Bu pi bağı oluşumu etilene düzlemsel bir geometri verir.

Şekil sigma ve pi bağlarının yönlenişini göstermektedir.

Şekil düzlemsel C H molekülüne bir başka bakışı ve pi bağı oluşumunu gösterir 2 4 Normal olarak karbon karbon çift bağını C=C olarak göstermemize karşın bu iki bağın farklı türden olduğunu unutmamak gerekir. Biri sigma bağı, diğeri pi bağıdır.

Asetilen molekülü (C H ) karbon karbon üçlü bağı içerir. Molekül 2 2 doğrusal olduğu için geometrisini ve bağ oluşumunu, her C atomunun 2s ve 2px orbitallerinin sp melezleşmesiyle açıklayabiliriz.

Şekilde görüldüğü gibi, her C atomunun iki sp melez orbitalinden birisi H nin 1s orbitali ile sigma bağı diğeri ise ikinci C atomu ile başka bir sigma bağı oluşturur. Buna ilaveten iki pi bağı melezleşmemiş 2py ve 2pz orbitallerinin yandan (paralel) örtüşmesiyle oluşur. Böylece, karbon karbon üçlü bağı bir sigma ve iki pi bağından meydana gelir.

Çoklu bağ içeren moleküllerdeki melezleşmeyi öngörmemize şu kural yardım eder: Merkez atom bir ikili bağ yapmışsa sp2 melezleşmiştir; eğer iki tane ikili bağ yada üçlü bağvarsa sp melezleşmesi yapmıştır.