Ünite 4: Atomun Elektronik Yapısı ve Periyodik Çizelge

Elektromagnetik Işıma

Atom, elektron gibi küçük parçacıkların davranışlarını açıklamada klasik fiziğin yetersiz kalması sonucu kuvantum kuramı doğmuş ve bununla birlikte literatüre kuantum kuramı, kuantum sayıları ve buna bağlı olarak orbital kavramı girmiştir. James Clerk Maxwell 1873 yılında ışığın elektromagnetik dalgalardan oluştuğuna ilişkin kuramı ortaya atarak kuantum kuramını başlattığı söylenebilir. Bu kurama göre elektromagnetik ışıma birbirine dik elektrik (E) ve magnetik (H) alan bileşenlerine sahip olup dalgalar halinde enerjinin yayılması ve iletilmesidir. Işıma ise; enerjinin uzayda yayılması ve ışık da elektromagnetik ışımanın gözle görünür bölümüdür. Ayrıca; su ve ses dalgaları gibi dalgaların iletilmesinde iletici bir ortam gerekirken elektromagnetik dalgalarda iletici ortam gerekmez.

Dalganın ardışık iki tepe noktası (veya ardışık aynı konumdaki noktaları) arasındaki mesafeye dalgaboyu (λ), dalga üstündeki bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısına frekans (ν), dalganın orta çizgisinden tepesine olan mesafeye ise genlik denir. Dalganın birim zamanda aldığı yol yani hızı; dalganın frekansı ile dalga boyunun çarpımına eşittir. Bu çarpım elektromagnetik ışıma için ışık hızına (c) eşit olur ve c = λν şeklinde ifade edilir. Elektromagnetik ışımanın boşluktaki hızı sabit olup 2,997925×10 ⁸ m/s (~ 3,00×108 m/s) değerindedir.

Kuantum Kuramı

Klasik fiziğe göre maddenin (atomların, moleküllerin) enerjisi herhangi bir değer de olabilir ve bu madde herhangi bir değerdeki enerjiyi soğurabilir veya yayabilir. Fakat; siyah cisim ışıması, fotoelektrik etki gibi olaylar klasik fizikle açıklanamamıştır. Elektromagnetik ışımanın tanecik özelliği ile açıklanabilmiştir.

Siyah cisim ışıması: Katılar ısıtıldıkları zaman geniş dalgaboyu aralığında (farklı renklerde) ışık yayarlar ve her sıcaklıkta ışık şiddeti belli bir dalgaboyunda en fazladır. Bu olaya siyah cisim ışıması adı verilir. Klasik fizik kuramına göre ışığın şiddeti azalan dalga boyuna göre sürekli artması gerekir. Fakat siyah cisim ışımasında durum böyle değildir. Bu nedenle olayı açıklamak için 1900 yılında Max Planck kuantum kuramını ortaya atmıştır. Bu kurama göre enerji de aynı madde gibi sürekli değil kesiklidir.

Kuantum kuramı klasik fiziğin aksine, enerjiye sınırlama getirmiş ve ancak belirli değerleri alabileceğini kabul etmiştir. Planck elektromagnetik enerjinin soğurulan veya yayımlanan en küçük miktarını kuantum olarak adlandırmıştır. Elektromagnetik enerji kuantlıdır, yani paketler halinde soğurulmakta ve yayımlanmaktadır. Planck bir elektromagnetik ışımanın enerjisinin, ışımanın frekansı ile doğru orantılı olduğunu ortaya koymuştur. Bu ilişki; E= hv = hc /λ ifade edilir. h , Planck sabiti olup yaklaşık 6,63×10 ^-34 Js’dir. Elektromagnetik ışımanın toplam enerjisini oluşturan enerji paketçiklerinden her birine foton denir. Kuantum kuramına göre enerji her zaman hv ’nin katları ( hv, 2hv, 3hv, 4hv ...) şeklinde soğurulur veya yayınlanır.

Fotoelektrik etki: Bir metal yüzeyine ışıma yapıldığında ancak belirli bir frekanstan daha büyük frekanslarda metal yüzeyindeki elektronların koparılabilir. Elektronları koparmak için verilmesi gereken enerjinin en düşük frekansına eşik frekansı denir. Metalden kopan elektronların sayısı ışığın şiddetiyle doğru orantılı iken enerjileri ışığın şiddetinden bağımsızdır ve sadece ışığın frekansına bağlıdır. Eşik frekanstan daha yüksek frekanslarda ışıma uygulanarak yüzeyden kopartılan elektronlar, hızları nedeniyle kinetik enerjiye sahiptirler. Bu durum için enerji eşitliği şu şekilde yazılabilir:

E= hv = BE + KE = hv ₀ + 1/2 mu ²

Burada KE; kinetik enerji, BE; elektronun metale bağlanma enerjisi; v ₀ , eşik frekansıdır.

Atom Spektrumları

Farklı dalgaboylarında çok sayıda ışından oluşan bir beyaz ışık (güneş ışığı) demeti, bir prizmadan geçirilip fotoğraf filmi üzerine düşürülürse mordan kırmızıya uzanan kesiksiz bir renk bandı oluşur. Beyaz ışıktan elde edilen bu renk yelpazesine sürekli spektrum denir. Elektromagnetik ışımanın maddeyle etkileşimini inceleyen bilim dalına spektroskopi denir. Oluşan spektrumları kaydeden cihaza ise spektrometre denir.

Gaz veya buhar haline getirilmiş elementlerde çok yüksek sıcaklıklara ısıtılırsa ışıma yaparlar. Böyle bir ışıma beyaz ışıkta olduğu gibi, bir prizmadan geçirilirse elde edilen spektrumda belirli yerlerde ancak sınırlı sayıda ve farklı renklerde çizgiler oluşur. Oluşan birkaç çizginin dışındaki yerlerin karanlık kaldığı, sürekli olmayan (kesikli) bir spektrum elde edilir. Böyle bir spektruma atom spektrumu (çizgi spektrumu) denir.

Elementler ışıma yaptıkları dalgaboylarında aynı zamanda soğurma da yaparlar. Bu spektrumlara çizgi soğurma spektrumu denir. Her elementin kendine özgü çizgi soğurma spektrumu vardır. Hidrojen lambasından çıkan ışın demeti kırmızı-mor renktedir. 1885 de Johann Balmer deneme yanılma yöntemiyle hidrojen spektrumundaki çizgilere ait frekansların (dolayısıyla dalgaboylarının) oldukça basit bir eşitlik ile hesaplanabileceğini göstermiştir. Bu eşitlik;

v = 3,29x10 ¹⁵ s ^-1 [(1/2 ² )-(1/n ² )]

Burada n=3,4,5,6 değerlerini alır.

n ’nin 3 den 6 ya kadar alacağı değerlere göre hesaplama yapıldığında hidrojenin çizgi spektrumunun görünür bölgedeki yayınımların dalgaboylarına karşılık gelen değerler elde edilir ve bu görünür bölgedeki yayınımlara Balmer serisi denir.

Bohr Hidrojen Atom Kuramı

Neils Bohr 1913 de, klasik fiziğin yetersizliğini görüp Planck’ın Kuantum Kuramı’nı hidrojen yayınma spektrumundaki sonuçlarla ilişkilendirerek bir atom kuramı ortaya atmıştır. Buna göre;

• Atomda elektronun çekirdekten belirli uzaklıklarda (yarıçaplarda) bulunan yörüngelerde hareket etmesi izinlidir ve bu yörüngeler belirli enerji değerlerine sahiptirler. Elektronun bulunmasına izin verilen yörüngelerde enerjisi daima sabittir ve elektron yörüngede bulunduğu müddetçe enerji kaybetmez.
• Elektron ancak bulunmasına izin verilen yörüngeler arasında geçiş yapabilir. Böyle bir geçişte elektron Planck eşitliği ile hesaplanabilen enerji miktarı (kuant) kadar enerji soğurur veya yayımlar.

Atomda izin verilen yörüngelerinin enerjileri;

E = -R _H (1/n ² )            n=1,2,3……gibi tam sayılar Eşitliği ile hesaplanır. R _H ; Rydberg sabitidir ve değeri 2,18x10 ^-18 Joule’dür.

Hidrojen atomu için en düşük enerjili hal n=1 iken olmakta ve bu hale atomun temel hali denmektedir. n±2 iken atom temel hale göre daha yüksek enerjili olup bu hal atomun uyarılmış halidir. n atomdaki yörünge numarasını ve aynı zamanda baş kuantum sayısına karşılık gelmektedir.

İki yörünge arasındaki enerji farkı, ışımanın frekansı ile aşağıdaki gibi ilişkilendirilebilir:

ΔE= E _s – E _i = hv = -R H (1/ns ² ) + R _H (1/ni ² )

v = R _H /h(1/ni ² - 1/ni ² )

Burada ni, elektronun bulunduğu ilk yörüngenin numarası, n _s ise elektronun geçtiği yörüngenin numarasıdır

Bohr’un atom modeline göre hidrojen atomu spektrumunda gözlenen bir yayınım, yüksek enerjili bir yörüngede bulunan elektronun daha düşük enerjili bir yörüngeye geçmesi (düşmesi) sonucu enerjinin açığa çıkmasından dolayıdır. Açığa çıkan enerji ışık olarak gözlenmektedir. Gözlenen bu yayınımların belli dalgaboylarına (frekanslara) karşılık gelmesi hidrojen atomunda elektronun belirli enerji seviyelerinde yani izin verilen yörüngelerde bulunduğunu göstermektedir.

Hidrojen atomunda elektron yüksek enerjili yörüngelerden düşük enerjili yörüngelere yayınım yaparak düşebildiği gibi, düşük enerjili yörüngelerden yüksek enerjili yörüngelere belirli değerlerde enerjiler soğurarak çıkabilir. Aynı iki yörünge arasında soğurulan ve yayımlanan enerjilerin miktarı (sayısal değeri) aynıdır ancak işareti farklıdır. Elektron için n _i >n _s olduğunda ΔE eksi işaretli bir değer, n _i s

olduğunda ΔE artı işaretli bir değer olur. ΔE; eksi işaretli olduğu zaman enerji yayımlanmış, ΔE; artı işaretli olduğu zaman enerji soğurulmuştur.

Louis De Broglie 1924 yılında elektromagnetik dalganın tanecik özelliği olduğu gibi taneciklerinde (örneğin elektronlarında) dalga özelliği gösterebileceğini ortaya atmıştır. De Broglie hipoteziyle bir taneciğin dalgaboyunun Planck sabiti ile taneciğin momentumuna (p) bağlı olduğunu ifade etmiştir. Momentum da kütle (m) ile hızın (u) çarpımı olduğundan

λ = h /p = h /mu

bağıntısına ulaşılır ve hareket halindeki bir taneciğin dalga özelliğinin olacağını gösterir. Bu bağıntı hareket halindeki her türlü kütle için geçerli olsa da elektron gibi çok küçük kütleli parçacıkların dalgaboyları da anlamlı sonuçlar sağlamaktadır.

Dalga Fonksiyonları

Erwin Schrödinger 1927 yılında elektronun dalga ve tanecik özelliklerine dayanarak davranışını ve enerjisini ifade ettiği Schrödinger denklemi bulmuştur. Bu denklemin hidrojen atomu için çözümlerine elektronun dalga fonksiyonu (ψ) denir. Dalga fonksiyonun karesi (ψ ² ) elektronun hidrojen atomunun herhangi bir bölgesinde bulunma olasılığını verir ve buna elektron bulunma yoğunluğu denir. Çekirdek etrafında elektron bulunma yoğunluğu bazı bölgelerde yüksek bazı bölgelerde düşüktür. Schrödinger denkleminin matematiksel çözümlerinden üç kuantum sayısı çıkmaktadır ve bu üç kuantum sayısı dalga fonksiyonlarını tanımlamaktadır. Bu dalga fonksiyonlarına orbital denir. Orbital; atom içindeki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölge anlamına gelirken, dalga olarak düşünüldüğünde, yüksek elektron yük yoğunluğuna sahip bölge anlamına gelir.

Kuantum Sayıları

Schrödinger denkleminin matematiksel çözümünden elde edilen üç kuantum sayısı; baş kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı ve magnetik kuantum sayısıdır. Bu üç kuantum sayısına spin kuantum sayısı eklenmiştir. Bu sayılar atomların yapıları ve elektron dizilimlerini temsil ederler.

Baş kuantum sayısı (n) : Atomda elektronun bulunduğu temel enerji seviyesini (kabuğunu) ifade eder. Baş kuantum sayısı n ile gösterilir ve 1,2,3,4... gibi tam sayılı değerler alır ve bu değerlere karşılık olarak harfler ile de ifade edilir (sırasıyla K, L, M, N). Baş kuantum sayısının büyüklüğü arttıkça elektronun çekirdeğe olan uzaklığı artar, içinde bulunduğu orbitalin boyutu büyür ve enerjisi artar.

Açısal momentum (alt kabuk) kuantum sayıları: Orbitalin şeklini tanımlar ve ℓ ile gösterilir. Bu kuantum sayısının alabileceği değerler baş kuantum sayısının değerine bağlı olup 0 dan n-1 e kadar tam sayılardır. Bir kabuktaki açısal momentum kuantum sayılarının toplamı, o kabuktaki alt enerji seviyelerinin sayısını verir. Açısal momentum kuantum sayıları aynı zamanda orbitalin şeklini belirtir ve çoğu zaman harflerle gösterilir:

ℓ : 0 1 2 3 4 5

Harf sembol : s p d f g h

n sayısı aynı olan orbitaller aynı temel enerji seviyesindedir (kabuktadır). Aynı şekilde n ve ℓ değerleri aynı olan orbitaller ise aynı alt enerji seviyesinde (alt kabukta) yer alırlar.

Magnetik kuantum sayıları: Atomdaki herhangi bir alt enerji seviyesinde bulunan orbital sayısını gösterir ve m _ℓ şeklinde ifade edilir. Açısal momentum kuantum sayısına bağlı olarak magnetik kuantum sayısı (2ℓ+1) sayıda farklı mℓ değerini alabilir.

Spin kuantum sayısı: Elektronun kendi ekseni etrafında iki yöne de dönebilmesi nedeniyle dördüncü bir kuantum sayısı önerilmiştir. Bu dönme hareketine spin denir. Hidrojen spektrumda görülen ve açıklanamayan bazı izlerin elektron spin hareketinden kaynaklandığı anlaşılmıştır. Diğer üç kuantum sayısından bağımsız olan spin kuantum sayısı (m _s ) +1/2 ve -1/2 değerlerine sahiptir. Yani orbital içinde elektronlar birbirine zıt yönde hareket eder ve en fazla iki elektron bulunabilir.

Orbitallerin Enerji Seviyeleri

Hidrojen atomu dışında tüm atomlar birden fazla elektron içerdiklerinden dolayı orbitallerinin enerji seviyeleri daha karmaşıktır. Bu tür atomlarda bir orbitalin enerjisi yalnızca baş kuantum sayısına değil açısal momentum kuantum sayısına da bağlıdır. Bir atomda elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlayarak orbitallere yerleşirler. Bir atomda elektronların orbitallere doldurulma sırası: 1 s 2 s 2p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f 6 d 7 p ..... şeklinde olup orbitallerin enerji artışına göre sıralanmıştır.

Elektron Dizilimleri

Atomdaki bütün elektronların orbitallere (alt kabuklara) dağılımına elektron dizilimi denir. Elektron dizilimini doğru yazabilmek için üç ilke vardır:

1. Pauli dışarlama ilkesi,
2. Hund kuralı
3. Aufbau ilkesidir.

Pauli dışarlama ilkesi: Bir atomda herhangi iki elektron aynı dört kuantum sayısına sahip olamaz. Bir atomun ilk üç kuantum sayısı n, ℓ ve m _ℓ aynı olan iki elektronunun ms değerleri farklı (bir orbitaldeki iki elektron zıt yönlü spinlere sahip olması) olmak zorundadır.

Hund Kuralı: Bu kurala göre; bir atom da elektronlar aynı yüke sahip olduklarından dolayı birbirlerini iterek olabildiğince uzak yerleşmek istedikleri için eş enerjili orbitallere yerleştirilirken en çok sayıda eşleşmemiş elektron olacak şekilde orbitallere yerleştirilirler.

Aufbau İlkesi : Elektronlar orbitallere yerleştirilirken; orbitallere ilave edilecek her bir elektron Pauli dışarlama ilkesi ve Hund kuralı dikkate alınarak yapılır.

Atomların elektron dizilimleri : Atomların elektron diziliminde en dış kabukta bulunan elektronlara değerlik elektronları denir. Elektronların orbitallere yerleştirilmesi sonucunda elektronların orbitallerde tek veya çift (zıt spinli) bulunması atom ve moleküllerin magnetik özelliklerini etkiler.

Çiftleşmiş elektronların spinlerinin birinin yönü diğerine ters olacağından yaratacakları magnetik etkiler birbirlerini yok ederler ve magnetik alan tarafından etkilenmezler. Bu tür maddelere diyamagnetik bileşikler denir. Orbitallerinde çiftleşmemiş elektronlara sahip bileşiklerde ise spini bir yöne olan elektronların sayısı diğer yöne olanlardan fazla olduğundan magnetik alan oluştururlar ve dış bir magnetik alan tarafından çekilirler. Bu tür bileşiklere paramagnetik bileşikler denir.

İyonların Elektron dizilimi : Katyonların elektron dizilimleri; katyonların oluştuğu atomdan yeteri kadar elektron np, ns ve (n-1)d orbitallerinden sırayla uzaklaştırılarak elde edilir.

Anyonların elektron dizilimleri ise, oluştukları atomlara aynı periyottaki soy gazın elektron dizilimi ile aynı dizilime sahip oluncaya kadar elektron ilave edilerek oluşturulur. Bazen atomlar ve iyonlar çekirdekleri etrafında aynı sayıda elektronlara sahip olabilmektedirler. Bu atomlara ve iyonlara izoelektronik denir.

Elementlerin Periyodik Özellikleri

Periyodik özellikler bir periyotta soldan sağa, bir grupta yukardan aşağıya doğru bazı istisnai durumlar dışında belirli bir düzen içinde değişir.

Atomların ve iyonların yarıçapı : Atomda, elektron yoğunluğu çekirdekten belirli bir uzaklığa kadar yüksektir, ondan sonra düşmeye başlar ve sonsuz uzaklıkta sıfır olur. Benzer atomlardan oluşan bir molekülün kovalent bağ uzunluğu (çekirdekler arası uzaklık) belirlenir ve bu değerin yarısının alınmasıyla bir tek atomun yaklaşık yarıçapı bulunmuş olunur. Atomda en dış kabukta (değerlik tabakasında) bulunan elektronların çekirdeğe uzaklığı o atomun yarıçapını verdiğine göre bu elektronların gördüğü çekirdek yükü önemlidir.

Çekirdeğe daha yakın kabukta bulunan elektronlar kendilerinden sonraki kabuklarda bulunan elektronları perdelerler ve bu elektronların çekirdekten görecekleri çekirdek yükünü düşürürler. Elektronu çeken bu yüke etkin çekirdek yükü denir.

Etkin çekirdek yükü Z*=Z-S şeklinde ifade edilir. Burada Z*; etkin çekirdek yükü, Z; atom numarası, S; perdeleme sabitidir.

Bir periyot boyunca yani periyodik çizelgede soldan sağa doğru gidildikçe atomdaki kabuk sayısı (yani temel enerji düzeyi) değişmemesine karşı atom numarası (çekirdekteki proton sayısı) artar. Buna bağlı olarak son kabuktaki elektronlar (değerlik elektronları) üzerindeki etkin çekirdek yükü artar. Bu da en dış kabuktaki elektronların çekirdek yükü tarafından daha çok çekilmelerine sebep olur ve sonuçta atom yarıçapı periyodik çizelgede soldan sağa doğru gidildikçe azalır.

Nötr bir atom bir veya daha çok elektron verdiğinde katyonu oluşur. Bu durum çekirdekteki proton sayısının elektron sayısından fazla olması yani proton başına birden az elektron düşmesi demektir. Bunun sonucu olarak elektronlar çekirdek yükü tarafından daha kuvvetli çekilirler ve katyonlarda yarıçaplar, oluştuğu atomların yarıçaplarına göre daha küçüktür. Sonuç olarak katyonlar oluştukları atomlardan daha küçük yarıçaplara sahip olurlar. Bir nötr atom bir veya daha çok sayıda elektron aldığında ise çekirdek yükü sabit kalırken elektron sayısı artar. Bu durumda proton başına düşen elektron sayısı birden fazla olur ve en dış kabuktaki elektronlar üzerinde etkin çekirdek yükü azalır. Bu da anyonların yarıçaplarının oluştukları atomların yarıçapından büyük olmasına neden olur.

İyonlaşma enerjisi : İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki bir atomdan veya iyondan bir elektron koparmak (uzaklaştırmak) için gerekli olan enerjidir. Elektronlar atomun çekirdeği tarafından ne kadar sıkı çekiliyorsa iyonlaşma enerjileri de o kadar yüksek olur. Bir atomdan elektron uzaklaştırılıyorsa bunun için gerekli enerji birinci iyonlaşma enerjisi (I ₁ ), ardından oluşan iyondan bir elektron koparılması için gereken enerji ikinci iyonlaşma enerjisi (I ₂ ) olarak adlandırılır. Atomdan veya iyondan elektron uzaklaştırılması, elektron sayısını azalttığı için kalan elektronlar üzerinde etkin çekirdek yükü artar ve dolayısıyla yapıdan bir sonraki elektronu koparmak daha çok enerji gerektirir. Bu nedenle iyonlaşma enerjileri değerleri arasında I ₁ < I ₂ < I ₃ < I ₄ .... şeklinde bir ilişki vardır. İyonlaşma daima enerji gerektiren bir olay olduğu için endotermik (ısı alan) bir süreçtir.

Etkin çekirdek yükü bir periyotta soldan sağa doğru arttığına göre birinci iyonlaşma enerjisi de buna bağlı olarak bazı istisnai durumlar dışında soldan sağa artar. Soy gazların temel haldeki elektron dizilimleri nedeniyle sahip oldukları kararlılıklarından dolayı iyonlaşma enerjileri çok yüksektir, yani elektron verme eğilimleri çok düşüktür. Bu nedenle soy gazlar kimyasal tepkimelere yatkın değillerdir.

Atomların birinci iyonlaşma enerjileri (I ₁ ) periyodik çizelgedeki grup içinde genellikle yukarıdan aşağıya doğru azalır. Çünkü atom çapı arttıkça değerlik tabakasındaki elektronlar üzerindeki etkin çekirdek yükü azalır, bunun sonucu olarak atomdan elektron koparmak daha az bir enerji ile mümkün olur. Geçiş elementlerinin atom yarıçaplarında da soldan sağa bir azalma söz konusudur. Ancak bu azalma s ve p blok grup elementlerinde görülenden daha azdır. Çünkü ns ² elektronlarının (n-1) d elektronları tarafından perdelenir.

Elektron İlgisi : Elektron ilgisi, gaz halinde nötr bir atomun elektron alması sırasındaki enerji değişimidir. İyonlaşma enerjisinin aksine elektron ilgisi (E _a ) bir atomun elektron kazanması olayıdır. Atomun elektron alma eğilimi varsa bu olayın sonucunda enerji açığa çıkar. Buna karşılık bazı atomların elektron ilgileri düşüktür. Bu tür atomların elektron alması endotermik (ısı alan) yani enerji gerektiren bir süreçtir. Elektron ilgisi de iyonlaşma enerjilerinde olduğu gibi atom büyüklüğündeki değişimlerle paralellik gösterir. Periyot boyunca elektron ilgisi genellikle artarken grup boyunca genellikle azalır. Yarıçapı çok küçük olan VIA ve VIIA elementlerin atomlarının elektron ilgileri oldukça büyüktür. Bu iki gruptaki atomlar aldıkları elektronlarla negatif yüklü iyonlar oluşturup kendilerinden sonra gelen soy gaz yapısına ulaşırlar.