1. BÖLÜM: ATOMUN KUANTUM MODELİ

Atomun Kuantum Modeli video 11. sınıf Hocalara Geldik

Atomun Kuantum Modeli Konu Anlatımı İsabet Akademi Video Çözümlü Sorular 11. Sınıf Kimya

Atomun Kuantum Modeli Konu Anlatımı 2. Bölüm İsabet Akademi

Atomun Kuantum Modeli Konu Anlatımı 3. Bölüm İsabet Akademi

2. BÖLÜM: PERİYODİK SİSTEM VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ

Periyodik Sistem ve Elektron Dizilimleri video 11. sınıf Hocalara Geldik

3. BÖLÜM: PERİYODİK ÖZELLİKLER

Periyodik Özellikler 1 video 11. sınıf Hocalara Geldik

Periyodik Özellikler 2 video 11. sınıf Hocalara Geldik

Periyodik Özellikler 1 İsabet Akademi 11. sınıf kimya

Periyodik Özellikler 2 İsabet Akademi

4. BÖLÜM: ELEMENTLERİ TANIYALIM

Elementleri Tanıyalım video 11. sınıf Hocalara Geldik

Elementleri Tanıyalım İsabet Akademi 11. sınıf kimya

5. BÖLÜM: YÜKSELTGENME BASAMAKLARI

Yükseltgenme Basamakları video 11. sınıf Hocalara Geldik

Yükseltgenme Basamakları 1 İsabet Akademi

Yükseltgenme Basamakları 2 İsabet Akademi

 

BOHR ATOM MODELİNİN SINIRLILIKLARI

Bohr atom modeli, hidrojen atomunun spektrumunu ve hidrojen atomu gibi tek elektrona (2He+, 3Li2+) sahip iyonların spektrumlarını açıklar. Ancak çok elektronlu atomların spektrumunu açıklamada yetersizdir. Hidrojenin ışıma spektrumu, manyetik alanda incelendiğinde oluşan spektrumda bazı farklar gözlemlenir. Tek renge ait bir çizgi gibi görünen dalga boylarının yanında birbirine yakın alt çizgiler ve bazı parlak çizgiler vardır. Bohr modeli bu alt çizgileri ve bazı çizgilerin neden daha parlak olduğunu açıklayamamıştır. Bohr atom modelinde elektronlar dairesel yörüngelerde bulunur. Elektronlar yörüngeyi takip ederek dairesel hareket eder. Fizik kurallarına göre çekirdek çevresindeki dairesel yörüngelerde belli bir hızla dönen elektronlar, sarmal hareket ederek hızla çekirdeğe yaklaşmalı ve sonunda çekirdeğe düşmelidir. Fakat elektronlar çekirdeğe düşmemektedir. Bohr, elektronun çekirdeğe düşmeme nedenini elektronun yalnızca belli bir enerjiye sahip olan belirli yörüngede bulunabileceği görüşü ile açıklamaktadır. Fakat elektronun bu yörüngenin dışına neden bulunamayacağını açıklayamamıştır. Bohr atom modeli deney ve gözlemlerden elde edilen bulguları açıklamadaki sınırlılıkları nedeniyle modern atom teorisi ortaya atılmıştır.

MODERN ATOM MODELİ VE ORBİTAL KAVRAMI

1924 yılında Louis De Broglie (Luis Dö Brogli), ışık dalgalarının foton gibi davranabilmesinden yola çıkarak elektron gibi parçacıkların da dalga özelliği gösterdiğini belirtmiştir. 1927 yılında Werner Heisenberg (Vernır Hayzınbörg), elektronların konumlarını ve hızlarını saptayabilmek için yaptığı çalışmalar sonucunda elektronun konumunun ve hızının aynı anda belirlenemeyeceğini bulmuştur (Heisenberg Belirsizlik İlkesi). Heisenberg, dalga ve tanecik özelliği gösteren elektronların konumlarını ve hızlarını saptayabilmek için uzun dalga boylu ışın kullandığında elektronun konumundaki belirsizliğin yüksek olduğunu (Görsel 1.1.6), kısa dalga boylu ışın kullandığında ise elektronun hızındaki belirsizliğin yüksek olduğunu gözlemlemiştir (Görsel 1.1.7). Heisenberg Belirsizlik İlkesi’ne göre bir parçacığın belirli bir konum aralığına sahip olduğu söylenebilir. Bu nedenle Bohr atom modelinde olduğu gibi elektronların çekirdek etrafında dairesel yörüngeleri izlediği ispatlanamaz ancak elektronların çekirdek etrafında bulunma olasılığının olduğu bölgelerden bahsedilebilir. Modern atom modelinde, elektronların atomda bulunma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelere orbital (elektron bulutu) denir. 1926 yılında Erwin Schrödinger (Örvin Şödingır), elektron gibi küçük taneciklerin enerjilerini ve genel davranışını açıklayan denklem geliştirmiştir (Schrödinger dalga denklemi). Denklemde elektronun kütle ile ifade edilen tanecik davranışını ve dalga fonksiyonu ile ifade edilen dalga davranışını birleştirmiştir. Schrödinger, denklemi oluştururken elektronun dalga özelliğine bağlı olarak tam bir konumundan bahsetmektense konumunun olasılığını dikkate alır. Schrödinger’in denkleminin çözümlenmesi sonucunda elektronların konum olasılıklarını gösteren bölgeler ortaya çıkmıştır.

Atom Orbitalleri

Bir elektronun atomdaki yerini belirtmek için elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu noktalar belirginleştirildiğinde orbitallerin büyüklükleri ve şekilleri ortaya çıkar. Orbitaller tam olarak tanımlanabilmiş şekillere sahip değildir çünkü orbital özelliğini gösteren dalga fonksiyonu atom çekirdeğinden itibaren sonsuza kadar uzanır. Bu bakımdan bir orbitalin tam olarak neye benzediğinin ifade edilmesi zordur. Buna karşın özellikle atomlar arasındaki kimyasal bağ oluşumu açıklanırken orbitalin özgün şekillere sahip olduğunu varsaymak daha uygundur.

s Orbitalleri

s orbitali küreseldir. En fazla 2 elektron alabilir. Baş kuantum sayısı arttıkça (elektron çekirdekten uzaklaştıkça) s orbitalinin büyüklüğü ve enerjisi artar (Görsel 1.1.9). 1. enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde s orbitali bulunur. Beyaz noktalar elektronları değil, sadece elektronların bulunma olasılıklarının yüksek olduğu bölgeleri ifade etmektedir. Yarı saydam olarak gösterilen mavi küre kesitleri, elektronların bulunma olasılıklarının yüksek olduğu bölgelerin oluşturduğu enerji düzeyini [orbitallerin (1s, 2s, 3s…) olası şekillerini] ifade etmektedir.

ÇOK ELEKTRONLU ATOMLARDA ORBİTALLERİN ENERJİ SEVİYELERİ

SEVİYELERİ Çok elektronlu atomlarda elektronun enerji düzeyi arttıkça orbitallerin de enerji düzeyi artar. Ancak aynı enerji düzeyinde bulunan farklı orbitallerin enerji düzeyleri de farklıdır (Tablo 1.1.5). Bunun nedeni çekirdek ile elektron arasındaki çekim ve elektronlar arasındaki itme kuvvetleridir. Çünkü bir atomun enerjisi sadece orbitallerin enerjileri toplamına değil, bu orbitallerde bulunan elektronların birbirlerini itme kuvvetine de bağlıdır. Orbitallerin enerji düzeyleri incelendiğinde baş kuantum sayısı (n) arttıkça katmanların enerjisinin arttığı, atom numarası 20’den büyük olanlarda ise n değeri arttıkça katmanlar arasındaki artan enerji farkının azaldığı görülür. Orbitallerin enerjileri n+ℓ değerinin artmasıyla yükselir. Aynı n+ℓ değerine sahip olan orbitallerden n değeri daha büyük olanın enerji değeri daha fazladır.

ATOMLARIN ELEKTRON DİZİLİMLERİ

Elektronlar orbitallere doldurulurken atomun enerjisi en düşük olacak şekilde doldurulması gerekir. Bu durum ancak elektronların en düşük enerjili orbitalden en yüksek enerjili orbitale doğru doldurulması ile gerçekleşir. Orbitallerin enerji sıralaması 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p şeklindedir. Enerji sıralamasının akılda kalması ve öğrenilmesi kolay olmayabilir. Kalıcılığı sağlamak için farklı yöntemler kullanılabilir. Bu yöntemlerden biri aşağıdaki periyodik sistemi göz önünde bulundurarak orbital ve blokları ilişkilendirmektir (Tablo 1.2.4).

Enerji sıralamasını öğrenmenin başka bir yöntemi de yandaki gibi bir şema yaparak çizgileri ok yönünde takip etmektir. Lityum atomunun elektron dizilimi ve orbital şeması incelendiğinde atom numarasının üç olduğu görülür. Bu nedenle nötr durumda elektron sayısı da üç olmalıdır. Elektron dizilimine birinci enerji düzeyinden başlanır. Birinci enerji düzeyinde sadece s orbitali bulunur. s orbitali maksimum 2 elektron bulundurduğundan lityumun iki elektronu 1s orbitaline, kalan bir elektronu ise ikinci enerji düzeyinin s orbitaline yerleşir. Enerji sıralamasına göre lityum elementinin elektron dizilimi ve orbital şeması aşağıda verilmiştir.

Tablo 1.2.5ʼte Cr elementinin elektron dizilimi incelendiğinde elektron diziliminin 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde olmadığı, 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklinde olduğu görülür. Çünkü bu elektron diziliminde s ve d orbitalleri yarı doludur. Bir atomun son katmanında bulunan orbital tam dolu veya yarı dolu ise atom küresel simetrik olur. Küresel simetrik elektron dizilimi atoma kararlılık kazandırır. Periyodik sistemdeki 29Cu atomu da küresel simetrik elektron dizilimine sahip atomlardan biridir.

Değerlik Orbitali ve Değerlik Elektronları

Atomun en yüksek enerji düzeyindeki orbitallerine değerlik orbitalleri, değerlik orbitallerindeki elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektronları en yüksek enerji düzeyindeki elektronlar olduğundan atom çekirdeğinin çekim gücünden daha az etkilenir. Tepkimeye katılan, kimyasal bağ oluşturan; bağ oluşturmak için alınan, verilen, ortaklaşa kullanılan elektronlar değerlik elektronlarıdır. Bu nedenle aynı değerlik elektron sayısına sahip olan elementler, benzer kimyasal özellikleri gösterir. Periyodik sistem bu özellikler göz önünde bulundurularak düzenlendiği için elementin değerlik elektronunun sayısı periyodik sistemdeki grup numarasını verir. Elementlerin bulunduğu en yüksek enerji düzeyi ise periyodik sistemdeki periyodunu belirtir.

PERİYODİK ÖZELLİKLERDEKİ DEĞİŞİM EĞİLİMLERİ

Atomik yarıçap genellikle atom çekirdeğinden en dış katmandaki elektrona olan uzaklık olarak tanımlanabilir. Modern Atom Teorisi’ne göre elektronlar çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde bulunmaz (Görsel 1.3.1). Elektronlar bulunma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelerde bulunur. En dıştaki elektronun yeri tam olarak belirlenemediği için atom çekirdeğinden en dış katmandaki elektrona olan uzaklığın saptanması mümkün değildir. Bu nedenle atom yarıçapı, bağlı iki atom çekirdeği arasındaki mesafeden yararlanılarak ölçülür. Dolayısıyla atomların yarıçapları, yaptıkları bağlarla belirlenir. Bir atom farklı bağlar yapabileceği için farklı yarıçap değerlerine sahip olur. Örneğin hidrojen atomu hem iyonik hem kovalent bağ yapabilir. Aynı zamanda H2 molekülleri apolar olduğu için bu moleküller arasındaki uzaklıktan yararlanılarak van der Waals yarıçapı da ölçülebilir. Tablo 1.3.1ʼde hidrojen atomunun atom, kovalent, iyonik ve van der Waals yarıçapları karşılaştırılmıştır.

İyonlaşma Enerjisi: Temel hâldeki nötr bir gaz atomundan bir elektronun uzaklaştırılması için gerekli olan minimum enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. İyonlaşma enerjisi atom gaz hâlde iken (elektron etrafındaki komşu atom ve moleküller arası kuvvetlerden en az etkilendiği için) belirlenir. Nötr bir atomdan bir elekton uzaklaştırmak için gerekli olan enerjiye 1. iyonlaşma enerjisi denir.

Nötr bir atomdan art arda elektron uzaklaştırılması işleminde ilk elektronun uzaklaştırılması için gereken enerji diğer iyonlaşma enerjilerinden her zaman küçüktür. Örneğin 1. iyonlaşma enerjisi 2. iyonlaşma enerjisinden, 2. iyonlaşma enerjisi ise 3. iyonlaşma enerjisinden küçüktür. Her ardışık elektron daha fazla iyonlaşma enerjisi gerektirir.

Bunun nedeni uzaklaştırılan her elektrondan sonra kalan elektron başına düşen çekim gücünün daha fazla olmasıdır. Genel olarak iyonlaşma enerjisi ile atom yarıçapı ters orantılıdır. Atomun yarıçapı arttıkça (elektron çekirdekten uzaklaştığı için) iyonlaşma enerjisi küçülür. İyonlaşma enerjisinin büyüklüğü çekirdeğin elektronu ne kadar güçlü çektiğinin bir ölçüsüdür. İyonlaşma enerjisi büyükse elektronu atomdan uzaklaştırmak son derece zordur. Başka bir deyişle iyonlaşma enerjisi atom yarıçapının bir fonksiyonudur ve yarıçap ne kadar büyük olursa elektronun en dıştaki katmandan koparılması için gereken enerji miktarı da o kadar az olur. Periyodik sistemde aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe atom yarıçapı artarken iyonlaşma enerjisi azalır. Örneğin aynı grupta bulunan Be ve Mg elementlerinin 1. iyonlaşma enerjileri karşılaştırıldığında Mg’un atom çapı Be’dan büyük olduğu için iyonlaşma enerjisi daha küçüktür. Be’un son katmandaki elektronlar çekirdeğe daha yakın olduğu için çekirdek tarafından daha sıkı tutulur.

Hidrojenin 1, helyumun 2, lityumun ise 3 iyonlaşma enerjisi olduğu görülür. Bu elementlerin nötr olduğu bilindiğine göre sırasıyla elektron sayılarının (atom numaralarının) 1, 2 ve 3 olduğu tespit edilir. Berilyumun kaç tane iyonlaşma enerjisi olduğu tablodan anlaşılamayacağı için berilyumun elektron sayısı hakkında yorum yapılamaz. Lityumun 1. iyonlaşma enerjisi ile 2. iyonlaşma enerjisi arasındaki farkın çok fazla olması ise lityumun değerlik elektronunun 1 olduğunu ve 1A grubunda bulunduğunu gösterir. Berilyumun 2. iyonlaşma enerjisi ile 3. iyonlaşma enerjisi arasındaki farkın çok fazla olması değerlik elektronunun 2 olduğunu ve 2A grubunda bulunduğunu belirtir. Aynı grupta bulunan lityum ile hidrojenin 1. iyonlaşma enerjileri karşılaştırıldığında ise hidrojenin 1. iyonlaşma enerjisinin büyük olması lityumun atom yarıçapının büyük olduğunu ve aynı periyotta berilyumun hidrojenin altında yer aldığını gösterir.

Elektronegatiflik

Elektronegatiflik bir atomun kimyasal bağdaki elektronları kendine doğru çekme yeteneğinin bir ölçüsüdür. Örneğin HCl bileşiğinde ortaklaşa kullanılan elektronlar, bağ elektronlarını çekme eğilimi daha büyük olduğu için klorun etrafında daha çok vakit geçirir (Görsel 1.3.8). İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisinde olduğu gibi elektronegatiflik, enerji alışverişine neden olmaz. Yalnızca bir moleküldeki atomların birbirine göre bağ elektronlarını çekme eğiliminin bağıl büyüklüğünü ifade eden bir sayıdır. Pauling (Paulink) elektronegatifliği en yüksek olan flor atomunun elektronegatiflik değerini 4,0 olarak kabul etmiştir. Bağ elektronlarını çekme eğilimi metallik-ametallik özellik ve elementlerin atom yarıçapları ile de ilişkilidir. Atom yarıçapı küçüldükçe elektronegatiflik artar. Periyodik sistemde aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elektronegatiflik artar. Aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elektronegatiflik azalır. Elektronegatifliği en yüksek olan element 7A grubundaki flor, en düşük element ise 1A grubundaki fransiyumdur (Tablo 1.3.6). Soy gazların bağ yapma eğilimleri olmadığı için elektronegatiflik değeri de yoktur.