Modern Atom Kanunu
Bohr’un atom modeli tek elektronlu hidrojen atomunun yapısını açıklayabilirken daha fazla elektron bulunduran atomların yapısını açıklamakta yetersiz kalmıştır. Bu durumda E. Schrödinger (E. Şürödingır), W. Heisenberg (W.Hayzınbörg), W. Pouli (W. Poli), M. Dirac (M.Dirak) ve L. Borglie (L. Brogli) gibi pek çok bilim adamı araştırmalarını Bohr’un atom modelini ve kuantum kuramını geliştirmek üzere yoğunlaşmışlardır. Bu çalışmalar sonucunda bugün için geçerli nükleer atom ya da atomun kuantum modeli de denilen modern atom kuramına ulaşılmıştır.
Bu kuramda, elektron gibi çok küçük taneciklerin davranışlarını incelemek için yapılan ölçümlerde bazı belirsizliklerin, birtakım kısıtlamaların olduğu öncelikle kabul edilmiştir. Bu daha önce kullanılan temel fizik yasalarına ters düşen bir durumdur.
Bir nesneyi gözlemleyebilmek için ışık kullanmak şarttır. Işığın madde ile etkileştiği ise uzun süredir bilinen bir gerçektir. Buna göre elektronun yerini ve hızını tespit etmek istediğimizde ışık kullanmamız gerekir. Uygun ışığı kullanarak elektronun yerini belirlediğimizde ışık ile etkileşmiş olan elektronun hızı, etkileşimden önceki halinden farklı olacaktır. Bu durumda elektronun yerinin ve hızının aynı anda tam olarak tespiti mümkün olmaz. Bu durum belirsizlik ilkesi olarak ifade edilir. Heisenberg tarafından ileri sürülen ve bu ilkeye göre bir elektronun yerini belirlediğimizde hızını, hızını belirlediğimizde ise yerini tam olarak belirleyemeyiz. Bir taneciğin yerinin tespiti için yapılan ölçümlerdeki hız değişikliği taneciğin kütlesi ile ters orantılıdır. Yani taneciğin kütlesi küçüldükçe hız değişikliği artmaktadır.
Bu açıklamalar Bohr’un elektronlar çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde, belli yerlerde ve belli hızlarda hareket eder şeklindeki açıklamalarına ters düşmektedir.
Atomlarda Elektron Dağılımı
1926’da Werner Heisenberg (Vörnır Hayzınbörg)’ün açıkladığı belirsizlik ilkesinin dışında 1924’te Louis de Broglie (Lui Dö Brogli) de elektronların tanecik özelliği dışında dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü.
1927’de Erwin Schrödinger (Örvin Şürödingır) elektronun dalga özelliğini kullanarak elektronun çekirdek etrafındaki konumunu matematiksel bağıntılarla ifade etti. Bu bağıntılara göre elde edilen dalga fonksiyonuna Orbital adı verildi.
Bütün bu açıklamalardan sonra elektronu tanecik olarak ele aldığımızda orbital, atomun içinde elektronların bulunma olasılıklarının yüksek olduğu bölgeyi ifade eder. Elektronu dalga olarak düşündüğümüzde ise orbital, yük yoğunluğunun yüksek olduğu bölgeyi belirtir.
Bu durumda elektron ister tanecik, isterse dalga olarak düşünülsün orbital, yeri kesin olarak bilinemeyecek olan elektronun hangi sınırlar içinde bulunabileceğini gösteren bir olasılık dağılımıdır.
Bilinen dört orbital türü vardır. Bunlar; s, p, d ve f harfleri ile simgelenir. Bundan sonraki bölümde bu orbitalleri ve özelliklerini inceleyeceğiz.
1. Elektronların Bulunduğu Enerji Bölgeleri
Bohr’un da açıkladığı gibi çekirdek etrafında elektronların yer aldığı enerji bölgeleri yani enerji düzeylerinin varlığı kabul edilir. Bunlar çekirdekten itibaren sıfır olmamak kaydıyla 1, 2, 3, 4, .... gibi sayılarla ifade edilir. Orbitaller de bu enerji bölgelerinde yer alır. Her orbitalin uzaydaki yönelimleri farklıdır. Biz bu orbitallerden s ve p orbitallerinin uzaydaki yönelimlerini kısaca açıklayacağız.
Öncelikle anlaşılması en basit olan 1s orbitalini ile alalım. Şekil 3.8 a’da 1s orbitali bir düzlemde gösterilmiştir. Bu şekilde, elektronun bulunma olasılığının her biri bir nokta ile belirtilmiştir. Ayrıca çekirdek, şeklin ortasında yer almaktadır. Şekle göre elektronun bulunma olasılığının çekirdekte en yüksek görünmesi sizi yanıltmasın. Bu durumun nedeni, çekirdeğe yaklaşıldıkça hacmin küçülmesidir. Yoksa çekirdekte elektron bulunmaz. Ancak çekirdeğe yakın bölgelerde elektron bulunma olasılığı yüksektir.
Şekil 3.8 b’de ise küresel 1s orbitalinın olasılık dağılımın kesiti görülüyor. Bu şekilde elektron; sınırlanan yüzey içinde %90 civarında bulunur.
2s orbitali Şekil 3.9’da verilmiştir. Burada da elektronların olasılık dağılımı bir düzlem üzerinde noktalarla gösterilmiştir. Yine ortada çekirdek yer almaktadır. Şekilde nokta yoğunluğunun yüksek olduğu iki bölge vardır.
Bu bölgelerde içteki 1s orbitalini, dıştaki ise 2s orbitalini gösteriyor. 2s orbitalini simgeleyen noktalar 1s orbitalinden daha geniştir.
Bu şekilde dikkat etmemiz gereken önemli nokta, iki orbital arasında elektronun bulunma olasılığının sıfır olduğu bir bölgenin olmasıdır.
P orbitalinin olasılık dağılımı, s orbitalinden farklıdır. P orbitalleri, koordinat sisteminin x, y, z eksenlerinde üç ayrı yönde yer alır. Bu yüzden bulundukları eksenlere göre px, py, pz ile simgelenir. Şekil 3.10’da px orbitalinde elektron dağılım olasılığının noktalarla gösterimi yer alıyor. Şekil 3.11’de ise üç orbitalin düzlem üzerinde halter biçiminde gösterimi verilmiştir. Üç p orbitalinde de şekil ve özellikler aynı olduğu için elektron bunlardan herhangi birinde olabilir.
D orbitallerinde elektronun olasılık dağlımı 5, f orbitallerinde ise 7 türlüdür. Ancak bunlara, şekillerinin anlaşılması zor olduğu için burada değinilmeyecektir.
2. Orbitaller ve Elektron Dizilişi
bir atomun elektron dizilişi (elektron dağılımı), elektronların yukarıda açıkladığımız orbitallere nasıl yerleştiğini gösteriyor. Orbitallere doluş sırası bazı deneysel çalışmalarla saptanmıştır. Bir elementin fiziksel ve kimyasal özellikleri büyük ölçüde elektron dağılımına bağlı olduğu için bu dağılımların doğru şekilde yapılması önemlidir. Şimdi elektronların orbitallere yerleşmeleri ile ilgili kuralları açıklayalım.
1.Elektronlar orbitallerde atomun enerjisi en az olacak şekilde bulunur. Bu yüzden çekirdeğe en yakın bölgeden giderek uzaklaşacak şekilde yerleşir. Bir enerji düzeyinde en fazla kaç orbital bulunabileceği n2 ile, kaç elektron bulunabileceği ise 2n2 ile hesaplanır. N; 1, 2, 3, 4,.... gibi bir tam sayıdır ve enerji düzeyinin numarasını belirtir. (Çizelge 3.11).
Enerji düzeyinin Enerji düzeyindeki Enerji düzeyindeki Enerji düzeyindeki
Numarası
orbital sayısı (n2) orbitallerin türü elektron sayısı (2n2)
1 1 s 2
2 4 s, p (px,py,pz) 8
3 9 s, p, d (5 çeşit) 18
4 16 s, p, d, f (7 çeşit) 32
Çizelge 3.11 : İlk dört enerji düzeyindeki orbital ve elektron sayıları
Elektronların en kararlı yani en az enerjili olacak şekilde bulunduğu durum, atomun temel hali olarak bilinir. Bu bölümde de atomların temel hallerine ait elektron dağılımları verilecektir.
Orbitallerin enerji değişimi Şema 3.2’de verilmiştir.
Elektron dağılımlarının yazımında Aufbau (Aufba) yöntemi olarak bilinen yöntemi kullanacağız (Aufbau sözcüğü Almanca inşa etmek anlamındadır.). Bu yöntem ilk olarak Wolfgang Pauli (Volfgang Poli) tarafından önerilmiştir ve atom numarasının artmasıyla element atomlarında değişen elektron sayılarının orbitallerde ne şekilde yerleştirileceğini belirtir. Şekil 3.12’de Aufbau kuralı uygulanırken izlenecek yol görülmektedir.
Aufbau kuralı esas alarak düzenlenen doluş sırası aşağıdaki gibi de verilebilir. 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
Elektron dağılımının doğru yazılabilmesi için bu sıranın doğru şekilde bilinmesi gerekir.
2.Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir. Bu elektronlar kendi eksenleri etrafında zıt yönlerde döner. Bu durum Pauli ilkesi olarak bilinir.
3.Aynı enerji düzeyinde bulunan orbitallerin aynı türlerinin enerjileri birbirine eşittir. Bunlara eş enerjili orbitaller denir.
Örneğin; 2p orbitallerinin üçü de eş enerjilidir. Eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer. Elektron varsa ikinci elektronlar önceki elektronu eşleyecek şekilde daha sonra girer. Bu kurala Hund kuralı denir.
Elektron dağılımları yazılırken üç farklı gösterim kullanılır. Bunu oksijen atomunu ele alarak gösterelim. Oksijenin proton sayısı 8 olduğu için 8 elektronu vardır.
1.spdf gösterimi (kısa şekli): 8O 1s22s22p4
bu gösterimde; orbitallerin solunda yer alan sayılar orbitalin bulunduğu enerji düzeyini, üs olarak yazılan sayılar ise elektron sayısını belirtir. Dağılımda soldan sağa doğru enerji artar.
2.spdf gösterimi (genişletilmiş şekli): 8O 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
1. ve 2. gösterimlerde en büyük sayıya sahip orbitallere değerlik orbitalleri , bu orbitallerdeki elektron sayısına da değerlik elektronları denir. En büyük enerji düzeyinin numarası ile ifade edilen orbitaller, en dış enerji düzeyinde bulunur. En dış enerji düzeyindeki değerlik elektronu olarak bildiğimiz elektronlar bağ oluşumunda, başka bir deyişle bileşik oluşumunda kullanılır.
3. Orbital şeması: 8O
1s 2s 2p
bu gösterimde her bir orbital için bir “ “ veya “ “ simgesi kullanılır.
Orbital şemasında da soldan sağa doğru orbitallerin enerjisi artar. Ayrıca Hund kuralına uyum da açıkça görülür. Orbital şemasında eş enerjili orbitallerde eşlenmemiş, yani tek elektronlar paralel ve aynı yönlü gösterilir. Bu gösterimde tek “ “ işareti yarı dolu orbitali, zıt yönlü “ “ işareti dolu orbitali, “ “ ise boş orbitali gösterir.
Elektron dağılımını bir kez de atom numarası 7 olan azot atomunu ele alarak inceleyelim.
Küresel simetrik dağılımın enerjisi, diğer dağılımlara göre daha düşük olduğundan atomlar bu dağılımlara sahip olduklarında daha kararlı olur. Öyleyse s1, p3, d5, f7 veya s2, p6, d10, f14 ile biten elektron dağılımlarına sahip atomlar daha kararlı yapıdadır.
Elektron dağılımı p6 ile biten bütün atomlar soy gazlar (asal gazlar) olarak bilinir. He atomu soy gaz olmasına rağmen bu açıklamalardaki dağılımından farklı bir elektron dağılımı ile sonlanır. He atomunun elektron dağılımı 1s2 şeklindedir ve bu durum bir istisna oluşturulur. Soy gazlar, bilinen bütün element atomları içinde en kararlı olanlarıdır.
Elektron dağılımını soy gaz element atomlarının simgelerini kullanarak daha kısa şekilde yazmak mümkündür. Şöyle ki;
10Ne 1s2 2s2 2p6 dağılımına sahiptir. Neondan sonra gelen atomlar da öncelikle bu dağılıma sahip olmalıdır. Örneğin; atom numarası 11 olan sodyumun 10 elektronu aynene Ne atomunun elektron dağılımına sahiptir. Farklı olan sodyumun tek elektronudur. Ne atomunun dağılımına bu tek elektronu ilave etmek yeterli olur.
Bunun için sodyum atomunun elektron dağılımını; 11Na [Ne] 3s1 şeklinde yazmak yeterlidir.
Aynı şekilde alüminyum, kalsiyum, mangan atomlarının elektron dağılımları da soy gaz atomlarının simgeleri kullanılarak yazılabilir.
13A1 [Ne] 3s2 2p1
20Ca [Ar] 4s2
25Mn [Ar] 4s2 3d5
Örnek Problem 7 : 35Br element atomunun elektron dağılımını s p d f gösteriminin kısa şekli ve soy gaz gösterimi ile yazınız. Değerlik orbitallerini ve değerlik elektronlarını belirleyiniz.
Çözüm :
35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 s p d f gösterimi (kısa şekli)
