ATOM ve ELEKTRİK

ATOM ve ELEKTRİK
MADDE VE ELEKTRĠK YÜKÜ
Statik elektrik, yüzey atomlarındaki elektron kaybı ya da kazancıdır. Bir cisim elektrikle yüklendiğinde; yük, atom
ya da cisim üzerinde bir elektron birikimi ya da elektron kaybı şeklinde kendini gösterir. Elektrik birikiminde negatif
yük, elektron kaybında pozitif yük oluşur.
Elektriksel olarak yüksüz olan cisimler eşit sayıda pozitif ve negatif parçacığa sahiptir. Elektriklenmede rol
oynayan temel parçacık elektrondur.
Durgun elektrik üzerine ilk çalışmalar M.Ö. VI. Yüzyılda yaşamış olan yunan
filozof Thales tarafından yapılmıştır. Thales, kehribarı hayvan postuna sürüp
saman ve kağıt parçalarına yaklaştırdığında, bunları çektiğini gözlemlemiştir.
İngiliz bilim insanı William Gilbert bu özelliğin yalnız kehribara ait bir özellik
olmadığını ileri sürmüştür. Gilbert, cam ve plastik gibi maddelerin de yünlü ve
ipekli kumaşlara sürüldükleri zaman saman ve kağıt parçalarını çektiğini
kanıtlamıştır. Bu olayların ve yağmurlu havalarda şimşek çakmasının, yıldırım
düşmesinin nedeni durgun elektriktir.
Sürtünme sonucu elektriklenme ile ilgili deneyler yapan Benjamin Franklin
yüne sürtünerek elektriklenmiş kehribar taşlarının ve ipek kumaşa sürtülen
cam çubuğun birbirini ittiğini tespit etmiştir. Franklin, ipek kumaşa sürtülen
cam çubuğun yüküne artı(+) elektrik yükü, yünlü kumaşa sürtülen ebonit
çubuğun yüküne ise eksi(-) elektrik yükü demiştir. Aynı tip durgun elektrik
yüküne sahip cisimler birbirlerini iter, zıt durgun elektrik yüküne sahip cisimler
birbirini çeker. İtme ya da çekme kuvveti, yüklü cisimlerin sahip oldukları yük
miktarına bağlıdır.
ELEKTROLĠZ DENEYLERĠ VE FARADAY YASALARI
Bileşiklerin sulu çözeltilerinden elektrik akımı geçirildiğinde yapının değişikliğe uğradığını deneysel olarak
göstermiştir. Michael Faraday, elektrğin maddeler üzerindeki etkisini incelediği elektroliz deneyleri ile bir elementin
çeşitli bileşiklerinin çözeltilerine elektrik akımı uygulamış ve elektrotlarda elementler elde etmiştir. Elektrik enerjisi
kullanarak gerçekleştirdiği deneyler sonucunda bir bileşiği kendini oluşturan elementlerine ayırmıştır.
Birinci Faraday Yasası : Elektrotlarda açığa çıkan madde kütleleriyle elektroliz devresinden geçen akım miktarı
doğru orantılıdır. 1 mol elektron akımı( 1 Faraday, 96500 Coulomb elektrik yükü), 1 eşdeğer gram madde çıkarır.
Ġkinci Faraday Yasası : Devreden belirli bir miktar elektrik akımı geçirildiğinde, indirgenerek ya da
yükseltgenerek ayrılan farklı elementlerin kütlelerinin bağıl atom kütlelerine bölünmesiyle elde edilen sayılar ya
birbirine eşit ya da basit tam katıdır. Seri bağlı elektroliz kaplarında katotlarda toplanan eşdeğer gram sayıları
eşittir.
AgNO3 çözeltisi elektroliz edildiğinde katotta toplanan gümüş metalinin miktarı belirlenerek elektroliz
düzeneğinden geçen elektrik yük miktarı coulomb( C ), olarak hesaplanır. AgNO 3 çözeltisinden 1,118 mg Ag
açığa çıkaran elektrik yükü miktarı 1 C'dur.
Faraday deneyleri, atomların ya tümüyle elektrik yüklerinden yapıldığını ya da başka türlerin yanında kesinlikle
elektrik yüklerini de içerdiğini göstermektedir. Ayrıca elektriğin bölünemeyen küçük taneciklerden meydana
geldiğini ve bu taneciklerin atomun yapısında bulunduğunu ifade etmektedir. Elektrük yükü parçacıklar halinde
taşınmaktadır. Bu yük parçacığının sayısı, atomun türüne göre değişebilir. Ancak parçacığın türü bütün atomlar
için aynıdır.
Elektriklenme sonucu maddelerin elektrik ile yüklenmesi ve elektroliz deneyleri Dalton Atom Modelindeki atomun
berk ve bölünmez bir küre olduğu görüşünü çürütmüştür.
1
ELEKTRONUN KEġFĠ
Faraday’ın çalışmalarına dayanarak George Stoney atomlarda elektrik yüklü birimlerin bulunduğundan söz etti ve
bunlara elektron adının verilmesini önerdi.
Elektronların varlığı ilk olarak William Crooks
tarafından bulundu. Crooks tüpleri olarak bilinen
vakumlu tüp içerisinde gazların elektrik akımı ile
etkileştiğini
belirledi.
Crooks
tüpünde
havası
boşaltılmış bir cam borunun iki ucuna bir doğru akım
üreteci bağlamış, elektrotlar arasına yüksek gerilim
uygulandığında tüpün negatif ucundan(katot) çıkan
ışının, pozitif ucuna(anot) gittiğini görmüştür. Bu
ışınlara katot ıĢınları adını vermiştir. Daha sonraki
araştırmacılar, katot ışınlarının tüp içerisinde bir doğru
boyunca yol aldıklarını ve katotun yapılmış olduğu
maddeye bağlı olmadıklarını bulmuşlardır. Crooks tüpü
günümüzde katot ışınları tüpü olarak adlandırılır.
J. J. Thomson 1897 yılında katot ışınlarının
karakterini açıklamak için, ışınların elektriksel
ve manyetik alanlardaki davranışlarını inceledi
ve şu sonuçlara ulaştı:
1.
Işınlar
tanecikli
yapıdadır.
Elektriksel alanda (+) plaka tarafından
çekilmekte, (-) plaka tarafından itilmekte
olduklarından yükleri negatiftir. Negatif yüklü bu
taneciklere elektron denir.
2. Negatif yüklü bu tanecikler
boşalma tüpünde bulunan elektrotların ve
gazın cinsine bağlı değillerdir. Öyleyse tüm
maddelerin yapısında elektron bulunmaktadır.
3. Elektronun yükünün
8
oranı(e/m), 1,789x10 C/gram dır.
kütlesine
Robert Millikan, 1906-1914 yılları arasında bir
dizi “yağ damlası” deneyi yaparak elektron
yükünü hesaplamıştır. Millikan deneyinde,
paralel metal levhalar arasına küçük yağ
damlacıkları
göndermiş
ve
bu
yağ
damlacıklarının yayılması sonucunda üst
levhadaki delikten bazı yağ damlacıklarının
aşağı inmesini gözlemlemiştir. Delikten geçen
yağ damlacıkları üzerine alt taraftan X-ışınları
gönderdiğinde, X ışınları havadaki gaz
moleküllerine çarparak elektron koparmış ve bu
elektronlar
yağ
damlacıkları
tarafından
tutulmuştur. Eksi yüklenen yağ damlacıkları
elektrik akımı uygulanan ve eksi yüklenmiş
olan alt tabakaya yaklaşırken yavaşlamış, durmuş ya da yukarıya doğru hareketlerine devam etmişlerdir. Elektrik
yüklü plakalar arasına gelen damlaların hızı ya artmış ya da azalmıştır. Hızın nasıl değişeceği damlacıklar
2
üzerindeki yükün büyüklüğüne ve işaretine bağlıdır. Damlacığın düşüşünü durdurmak için levhalara uygulanan
gerilim bilinirse, her damla üzerindeki yük miktarı hesaplanabilir. Millikan, çok sayıda damlacığın davranışını
inceleyerek elde ettiği sonuçlardan hareket etmiş ve bu damlacık üzerindeki yük büyüklüğünün, elektron yükünün
-19
katları olduğunu bulmuştur. Elektronun yükü Millikan'ın yağ damlacıkları deneyi sonucunda 1,602x10 C olarak
-31
tespit edilmiş ve bu değer e/m denkleminde yerine konulduğunda bir elektronun kütlesi 9,11x10 kg olarak
bulunmuştur.
Kanal IĢınları ve Protonun KeĢfi
1900 lü yılların başlarında, atomların elektron içerdiği ve elektriksel olarak yüksüz oldukları bulunmuştu. Atomların
elektriksel açıdan yüksüz olabilmeleri için, yapılarındaki artı ve eksi yüklerin eşit olması gerekiyordu.
Katot ışınlarını oluşturan tanecikler eksi yüklüdür ve elektron olarak adlandırılır. Bu elektronlar katot tüpündeki
elektrik enerjisi ile gaz atomlarından koparılan elektronlardır. Bu elektronun koptuğu tanecikler ise artı yüklü
iyonlardır. Oluşan artı yüklü iyonlar eksi yüklü elektrota(Katot) doğru hareket ederler. Bu iyonlar katot tarafından
çekilir ve bir kısmı deliklerden geçerek tüpün yüzeyine çarpar. Pozitif ışınlar ya da kanal ıĢınları adı verilen bu artı
yüklü iyon demetleri ilk defa 1886’da Eugen Goldstein tarafından araştırılmıştır. Goldstein, Crooks tüpleri ile
yaptığı deneylerde, katottan anota doğru hareket eden katot ışınlarının dışında anottan katota doğru hareket eden
pozitif iyonların da ışıma yaptığını gördü.
Pozitif ışınların elektrik ve magnetik alanların etkisinde sapmaları ise Wilhelm Wien ve J.J. Thomson tarafından
araştırıldı. Artı yüklü iyonlar için e/m değerlerinin saptanmasında, katot ışınlarının incelenmesinde kullanılan
yöntemin hemen hemen aynısı kullanıldı. Thomson, kanal ışınları ile yaptığı deneyler sonucunda elde ettiği
verilere göre, nötr atomlarda elektronu dengeleyecek sayıda artı yüklü taneciklerin bulunması gerektiğini
düşündü. Tüplerde değişik gazlar kullanıldığında, artı iyonların yük/kütle oranlarının farklı olduğunu belirledi. Bu
oran katot ışınlarındaki gibi farklı tür atomlar için aynı çıkmadığına göre, kütlesi küçük olan pozitif iyonun yük/kütle
oranı, kütlesi büyük olan pozitif iyonların yük/kütle oranından büyük çıkmalıdır. Yaeneysel çalışmalar sonucunda
+
en küçük kütleye sahip olan H iyonunda yük/kütle oranının diğer atomların yük/kütle oranına göre en büyük
olduğu bulunmuş ve bu değer,
7
Yük/Kütle = 9,5791x10 C/kg
+
olarak hesaplanmış ve en küçük iyon olan H iyonuna proton adı verilmiştir. Yapılan hesaplamalar sonucunda
protonun
yükü, elektronun yüküne eşit, ancak zıt işaretli bulunmuştur.
Proton yükü = 1,6022x10
-19
C
Rutherford, 1918 yılında artı yüklü alfa taneciklerini azot, flor, sodyum, aluminyum, fosfor ve bor elementlerine
+
göndererek yaptığı çalışmalarda hepsinin de H iyonuna eşit pozitif tanecikler saçtığını belirledi. Böylece proton
adı verilen taneciğin her madde için ortak olduğunu belirledi ve proton keşfedilmiş oldu.
Atomdaki Proton Sayısının Tespiti
3
Farklı gazlarla yapılan deneylerde kanal ışınlarının yük(e)/kütle(m) oranlarının farklı olması her bir elementin
taşıdığı proton sayısının farklı olması anlamına gelmektedir.
Henry Moseley 1912-1914 yılları arasında elementlerin atom numaralarına yönelik yaptığı çalışmalarda Xışınlarını kullanmıştır. X-ışınları görünür ışıktan daha yüksek enerjiye sahip elektromanyetik ışınlardır. X-ışınları
çeşitli dalga boylarındaki bileşenlere ayrılabilir ve bu şekilde elde edilen çizgi spektrumları da fotografik olarak
kaydedilebilir. Moseley, 1912 yılında yaptığı çalışmalarda yüksek hızlı elektronlar ile bombardıman edilen
atomların X-ışınları yaydığını gözlemledi. Atom numaraları 13 ile 79 arasında olan 38 elementin herbirinin kendine
özgü ve atom kütlesi arttıkça, yayınlanan X-ışınının frekansında artış olduğunu belirledi. Her element için o
elemente karşılık gelen karakteristik spektrum çizgisini kullanan Moseley, elementin atom numarası ile çizgi
frekansının karekökü arasında doğrusal bir ilişki olduğunu buldu. Böylece Moseley, X-ışınları spektrumuna
dayanarak elementlerin atom numaralarını doğru olarak tahmin etti. Böylece o tarihe kadar atom kütlelerine göre
sıralanarak oluşturulan Mendelev’in elementler tablosu değiştirildi ve elementlerin atom numaralarına göre
sıralanmasıyla oluşturulmuş periyodik tablo geliştirildi.
Nötronun KeĢfi
Atomun yapısındaki eksi yüklerin sayısı ile artı yüklerin sayısı nötr atomlarda eşittir. Bilim insanları tarafından
yapılan çalışmalar sırasında element atomlarının çekirdeklerinde yer alan protonların toplam kütlesi ile atomun
gerçek kütlesi arasında büyük farklılıklar vardır. Bu farklılık bilim insanlarını, atomun yapısında, sayısı proton
sayısına yakın ya da genellikle daha fazla olan yüksüz bazı taneciklerin de bulunması gerektiği fikrine ulaştırdı.
Yapılan deneylerde , bu taneciğin kütlesinin yaklaşık olarak bir protonun kütlesine eşit olduğunu gösterdi. 1920
yılında Rutherford, gerçekleştirdiği deneylerde çekirdekte + yüklü taneciklerin yanında yüksüz taneciklerin de
olabileceğini farketti. 1932 yılında James Chadwich bazı çekirdek tepkimeleri üzerinde yaptığı araştırmalar
sonucunda, çekirdekte protonlardan başka taneciklerinde bulunduğunu deneylerle belirledi. Çekirdekte bulunan
bu taneciklerin herbirinin kütlesinin, bir protonun kütlesine yaklaşık eşit ve yüksüz olduklarını belirledi. Bunlara
yüksüz anlamına gelen nötron adı verildi.
ATOM MODELLERĠNĠN TARĠHSEL GELĠġĠMĠ
Maddenin yapısının nelerden oluştuğu, en küçük parçacığın yapısının nasıl olduğu insanların sürekli ilgisini
çekmiştir. Zaman içerisinde maddenin ve atomun yapısı ile ilgili olarak bir çok fikir ileri sürülmüş, daha sonraki
çalışmalarda oluşturulan fikirlerden hatalı olanlar düzeltilmiş ve yeni fikirler ortaya konmuştur. Atomun yapısı ile
ilgili tarihsel gelişim içerisinde ortaya atılan fikirler aşağıda açıklanmıştır.
Dalton Atom Modeli:
John Dalton, elementlerden bileşik oluşması sırasında elementlerin sabit kütle oranları ile birleşmesinden yola
çıkarak atomun yapısı ile ilgili şu fikirleri oluşturmuştur.
1. Elementler atom adı verilen içi dolu son derece küçük taneciklerden oluşurlar. Atomlar bölünemez.
2. Bir elementin atomları şekil, hacim ve kütle bakımından aynı, farklı elementlerin atomları ise farklıdır.
3. Bileşikler birden çok elementin atomlarından oluşmuştur. Herhangi bir bileşikteki iki elementin atom
sayılarının oranı bir tam sayı ya da basit tam sayılı bir kesirdir.
4. Kimyasal tepkimeler, yalnızca atomların birbirleri ile birleşmesi, birbirinden ayrılması ya da yeniden
düzenlenmesinden ibarettir, atomların yok olması ya da oluşmasına yol açmaz.
Daha sonraki yıllarda yapılan bilimsel çalışmalarda Dalton’un oluşturduğu atom modeli ile ilgili bulguların büyük
oranda yanlış olduğu ortaya çıkmıştır.
Faraday’ın elektroliz deneyleri sonucunda maddenin elektriksel yapısı ile ilgili bazı sonuçlara ulaşılmış ve
atomların daha küçük ve farklı özellikte tanecikler içerebileceği ve parçalanabileceği görüşü ortaya çıkmıştır.
Faraday’ın elektrik yükünün parçacıklar tarafından taşındığını ileri sürmesinden sonra 1897 yılında Thomson katot
ışınları ile yaptığı deneylerde bu ışınların eksi yüklü elektronlardan oluştuğunu ispatlamıştır.
J. J. Thomson Atom Modeli:
4
Atomların eksi yüklü elektronların içinde yüzdüğünü, artı yüklü elektrikten
meydana gelmiş küreye benzediğini ve atomun kütlesinin büyük kısmının bu
artı yüklü elektriklerden oluştuğunu ileri sürdü. Thomson atom modeline göre
eksi ve artı yükler atomun içinde dağılmış durumdadırlar. Atom düzenli bir
şekilde dağılmış yük ve kütle yoğunluğundadır.
1. Atomlar (+) yükten oluşmuş kürelerdir. Elektronlar bu kürenin
içine homojen dağılmışlardır.
-8
2. Atom bir küre olduğuna göre yarıçapı yaklaşık olarak 10 cm'dir.
3. Atomda (+) yükü nötürleştirecek miktarda (-) yük bulunur. Atom
nötrdür.
4. Elektronların kütlesi, atomun kütlesi yanında ihmal edilebilecek kadar küçüktür.
5. Atomun ağırlığını büyük ölçüde artı yükler oluşturmaktadır.
Rutherford Atom Modeli:
Rutherford, alfa taneciklerinin(pozitif yüklü
tanecikleri) ince altın levhada
saçılmalarını gözlemledi. Yaptığı deneyde
dar bir aralıktan, paralel ve pozitif yüklü
tanecikler demetini çok ince altın bir levhaya
gönderdi. Sapmaya uğrayan taneciklerin
dağılımını belirledi. Pozitif yüklü taneciklerin
büyük bir kısmının levhayı hiç sapmadan
veya küçük açılarla saparak geçtiğini tespit
etti. Çok az sayıda tanecik geri dönme eğilimi
gösterdi. Kinetik enerjileri çok büyük olan alfa
taneciklerinin büyük sapmaya uğrayarak
geriye dönmeleri güçlü elektriksel kuvvetin
atom içinde çok küçük bir bölgeye(atom
çekirdeğine) toplanmış olduğu gösterir.
Thomson’un atom modeli doğru olsaydı alfa
parçacıklarının metal levhadan geçerken
dağılmaması gerekirdi. Böylece Rutherford, Thomson atom modelinin geçerli olmadığını ispatlamış oldu.
Rutherford çalışmaları sırasında çekirdekte pozitif taneciklere eş kütlede yüksüz tanecikler bulunduğundan da
sözetmiştir.
1. Kütlenin büyük bir kısmı ve pozitif yükler atomun merkezinde toplanmıştır. Buna atom çekirdeği denir.
(+) yüklü taneciklere ise proton denir. Pozitif yüklerin toplam kütlesi atomun kütlesinin yaklaşık yarısı kadardır.
-13
-8
2. Atom çekirdeğinin yarıçapı yaklaşık 10 cm, atom yarıçapı ise 10 cm olduğundan atomun hacminin
büyük bir kısmı boşluktur. Elektronlar bu boşluğa yayılmıştır.
3. Çekirdekteki pozitif yük miktarı bir elementin bütün atomlarında aynı, farklı elementlerin atomlarında
farklıdır.
4. Atomun nötürlüğünü sağlamak üzere proton sayısına eşit sayıda elektron, çekirdek etrafında bulunur.
Rutherford atom modeli elektronun neden çekirdeğe düşmediğini açıklayamamıştır. Rutherford ve diğer
araştırmacılar atom çekirdeğinde, başka bir atom altı taneciğin bulunması gerektiğini düşündüler. 1932 yılında
Chadwick ince bir berilyum levhasına alfa tanecikleri gönderdiğinde, berilyum metalinin alfa ışınlarına benzeyen
5
çok yüksek enerjili ışınlar yaydığını gözlemledi. Daha sonraki deneyler, bu ışınların proton kütlesinden biraz daha
büyük bir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan nötr taneciklerdenoluştuğunu gösterdi. Chadwick bu taneciklere
nötron adını verdi.
ATOMUN YAPISI VE IġIK
Elektromanyetik dalgaların yapısının açıklanması ve
atomun yapısı ile ilgili deneylerde bunların kullanılması
oldukça önemli sonuçlara ulaşılmasını sağlamıştır.
Kuantum kuramının daha iyi anlaşılabilmesi için,ışık ve
dalgalar hakkında bazı temel kavramların bilinmesi
gereklidir. Dalga, titreşim hareketi ile bir ortama aktarılan
enerjiyi bir yerden başka bir yere ileten şekil değişikliğidir.
Boşlukta elektromanyetik dalgalar dalga boyuna
8
bakmaksızın aynı hızla hareket ederler. 3x10 m/s değerindeki bu hıza ıĢık hızı(c) denir. Dalga hızı, dalganın
türüne ve bulunduğu ortama bağlıdır. Ardışık dalgalarda, ard arda gelen iki tepe(maksimum) ya da iki
çukur(minimum) noktalar arasındaki uzaklığa dalga boyu(λ) denir. Dalga boyunun birimi metredir. Bir dalganın
frekansı(ν), belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısıdır. Frekans birimi 1/sn ya da Hertz’dir(Hz). Dalga
genliği(yükseklik), dalganın orta noktasından tepe noktasına ya da çukur noktasına olan uzaklığıdır. Herhangi bir
dalganın şiddeti genliğinin karesi ile doğru orantılıdır. Bir dalganın periyodu(T) bir tam dalganın oluşması için
süredir. Birimi sn’dir.
Belli bir ışıma için dalga boyu ile frekansın çarpımı elektromanyetik dalgalar için ışık hızına eşittir.
c=λ.ν
Dalgalar, su dalgaları, ses dalgaları, ışık dalgaları gibi farklı türlerde olabilirler. Ses ve su dalgaları
elektromanyetik dalgalar değildir.
X-ışınları ve radyo dalgaları elektromanyetik dalgalardır. Enerjinin
elektromanyetik dalgalar halinde yayılması ve ilerlemesine elektromanyetik ışıma denir. Bütün frekansları içeren
elektromanyetik ışın dizisine elektromanyetik dalga spektrumu adı verilir.
Elektromanyetik spektrumda
çıplak gözle gördüğümüz tüm
renkleri
içeren
ışınların
oluşturduğu bölge görünür
bölge
olarak
adlandırılır.
Elektromanyetik spektrumda
çok küçük bir bölge olan
6
görünür bölge, 380-760 nm(nanometre) aralığında dalga boyuna sahip ışınlardan oluşur. Mor ışık, görünür
bölgenin en yüksek enerjili ve en küçük dalga boylu ışınıdır. Mor ışıktan daha küçük dalga boylu, yüksek frekanslı
ışınlara mor ötesi ışınlar(UV) denir. Kırmızı ışık görünür bölgenin en düşük frekanslı ve en büyük dalga boylu
ışınıdır. Kırmızı ışıktan daha büyük dalga boylu, dolayısıyla daha düşük frekanslı ışınlara kızıl ötesi(IR) denir. Tek
bir dalga boyundan oluşan ışığa monokromatik ıĢık(tek renkli), dalga boyu farklı dalgalardan oluşan ışığa
polikromatik ıĢık(çok renkli) denir.
Bilim insanları uzun yıllar boyunca ışığın dalga mı yoksa tanecik mi olduğunu tartışmışlardır. Sonuçta ışığın hem
dalga hem de tanecik özelliği gösterdiği sonucuna varmışlardır.
IġIĞIN DALGA MODELĠ
Işığın dalga modelini destekleyen olaylar kırılma, yansıma, saçılma, kırınım ve girişim olaylarıdır.
saydığımız dalga özellikli olayları fizik derslerinde ayrıntılı olarak işlenmektedir.
Işığın bu
Bir cisim üzerine düşürülen ışığın bir kısmı yansıyabilir,
diğer kısmı ise cisim tarafından soğurulabilir.
Bir madde içerisinden geçen ışık kırılmaya uğrayabilir.
Bu iki olay ışığın tanecikler halinde yayılmasını açıklar.
Kırılma olaylarının çoğunda ışın demetini oluşturan farklı
dalga boylarındaki ışınların kırılma açıları farklı
olacağından saçılma gerçekleşir ve farklı renklerde bir
spektrum elde edilir.
Işığın köşeli engellerin çevresinden bükülmesiyle kırınım
olayı gerçekleşir ve bu olay yine dalga modeliyle
açıklanabilir.
Farklı ışınlar birbiriyle karşılaştığında ışığın girişim
desenleri oluşturması da ışığın dalgalı yapıda olduğunun
göstergesidir.
Young deneyi ile GiriĢim olayının açıklaması
Thomas young kendi adıyla anılan girişim deneyini
gerçekleştirerek ışığın dalgalı yapıda olduğunu ıspatlamıştır.
Young yapmış olduğu deney düzeneğinde, bir ışık
kaynağından gelen ışığın önüne bir engel koyarak engel
üzerine iki delik açmıştır. Böylece aynı kaynaktan gelen iki
özdeş ışık kaynağı oluşturmuş ve ışığı iki delikten engelin
arkasına geçirerek ekran üzerinde girişim desenleri
oluşmasını sağlamıştır. İki delikten geçen ışınların
oluşturduğu girişim desenleri şekildeki gibidir. Ekran üzerine gelen dalgaların tepe-tepe ya da çukur-çukur
kısımları örtüşür ve o bölgelerde ışık şiddeti artar. Bu kısımlar aydınlık olarak gözlenir. Ekran üzerine gelen
dalgalardan birinin tepesiyle diğerinin çukuru örtüşürse ekran üzerinde sönüm gerçekleşir ve karanlık bölgeler
oluşur. Böylece girişim olayı sonucunda ışığın gönderildiği ekran üzerinde birbirini takip eden aydınlık ve karanlık
bölgeler oluşur.
7
IġIĞIN
TANECĠKLĠ YAPISI
Işığın gerçekleştirdiği siyah cisim ışıması ve fotoelektrik olay, ışığın dalga modeliyle açıklanamaz. Bu durum ışığın
tanecikli bir yapıya sahip olabileceği düşüncesini ortaya çıkarmıştır. Max Plank ışık enerjisinin belirli büyüklükteki
paketler(kuantum) halinde alınıp verileceği sonucuna ulaşmış ve kuantum teorisinin gelişmesini sağlamıştır.
Albert Einstein ise ışık hızı ile hareket eden bu parçacıkları foton olarak adlandırdı.
Siyah Cisim IĢıması
Üzerine düşen ışığın tamamını soğuran cisimlere siyah cisim adı verilir. İdeal bir siyah cisim, bütün
elektromanyetik ışımaları soğurarak ışımayı yansıtmaz veya geçirmez.Isıtılan siyah bir cismin bulunduğu
ortamdan dışa açılan küçük bir delikten yaptığı ışımanın maddenin cinsine bağlı olmadığı, cismin sıcaklığına bağlı
olduğunu göstermiştir.
Oda sıcaklığındaki bir siyah cisim gözle görülmeyen kızıl ötesi ışınlar yayar. Sıcaklık sürekli artırıldığında cisim
sırasıyla kırmızı, turuncu, sarı, beyaz ve mavi görünür bölge ışıması yapar. Cisim ısıtılmaya devam edildiğinde
mor ötesi elektromanyetik ışımalar oluşur. Siyah cisim ışıması, ışığın yalnızca tanecik modeli ile
açıklanabilmektedir.
Planck Sabiti ve Kuantum Teorisi
Sıcaklığı artırılan cisimlerin yaydığı ışığın rengi artış devam ettikçe değişmektedir. Sıcaklığı yeterince artırılan
cisimler en son beyaz ışık yaymaya başlar. Bu olay enerjisi artan maddelerin yaptığı ışımalarda belirli bir dalga
boyunda yayınlanan ışın şiddetinin belirli bir değerde maksimuma ulaştığını ve enerji verilmeye devam edildiğinde
farklı dalga boyunda farklı bir ışın oluştuğunu gösterir.Klasik fiziğe göre, elektromanyetik dalgaların enerjisi
süreklidir ve ışık şiddeti arttıkça enerji de artmalıdır. Ancak siyah cisim ışımasında olduğu gibi klasik kuram bu
durumu açıklamamaktadır. Btün bunlardan sonra Planck, kuantum teorisini ortaya koydu.
Işıma enerjisi, ışımanın şiddeti sürekli artmadığından belirli büyüklükteki birimlerden oluşur. Bu enerji birimleri için
kuantum kelimesi kullanılır. Farklı kuantumların enerji büyüklükleri de farklıdır. Planck herbir kuantum enerjisini
-34
hesaplamak için aşağıdaki bağıntıyı kullanmıştır(Planck sabiti(h) = 6,63x10 J . s).
Enerji(E) = Planck sabiti(h) . Frekans(ν)
E=h.ν
Enerji kuantumlardan oluşur. Enerji maddeler tarafından kuantumlar halinde alınır veya verilir. Işık fotonlardan
oluşan bir enerji akımıdır. Işındaki foton yoğunluğu arttıkça ışının da toplam enerjisi artar.
Fotoelektrik Olay
8
Işık bir metal yüzeye
çarptığında
yüzeyden
elektronlar
uzaklaşırsa
fotoelektrik
etki(olay)
meydana gelir. Fırlatılan
elektronların
enerjisi,
dalga kuramına göre
ışımanın şiddeti(genliği)
ile
orantılı
olmalıdır.
Yapılan
gözlem
ve
ölçümler, elektronlarının
enerjisinin
ışımanın
frekansı
ile
orantılı
olduğunu
göstermiştir.
Bir metalden elektron
koparabilmek
için
ışımanın
belirli
bir
frekansa eşit veya daha yüksek frekansta olması gerekmektedir. Işımanın şiddetinin artırılması fırlatılan
elektronların sayısını artırır fakat enerjilerini değiştirmez.
Einstein, Planck'ın ortaya attığı kesikli ve belirli büyüklükteki enerji quantumlarının(fotonların) metal elektronları ile
etkileşmesinin fotoelektrik olaya yol açtığını söylemiştir. Bir foton bir metal atomuna çarptığı zaman tüm enerjisini
elektronlara verir. Fakat bir elektron koparması için minimum enerjiye sahip olması gerekir.
ATOM SPEKTRUMLARI
Elektromanyetik dalgalar bir ortamdan başka bir ortama geçerken kırılmaya
uğrarlar. Prizmadan geçen beyaz ışığın kırılması ve değişik renklere ayrılması
kırılmayı açıklamak için güzel bir örnektir. Dalga boyu uzun olan ışınlar daha
az kırılırken, dalga boyu kısa olan ışınlar daha çok kırılır. Beyaz ışık
prizmadan geçirildiğinde kırılmalar sonucunda kırmızıdam mora kadar bütün
renkleri içeren kesintisiz bir spektrum oluşur. Buna sürekli spektrum adı
verilir. Bu saçılma beyaz ışığın farklı dalga boylarındaki ışınlardan oluştuğunu
gösterir. Yüksek enerjiler verilerek uyarılan atomlarda da ışımalar oluşur.
Oluşan ışımanın dalga boyu ve frekansı elementin türüne göre değişir. Bu
durumda elementlerin türüne göre farklı alev renkleri oluşur. Alevlerden
oluşan ışımalar bir prizmadan geçirildiğinde ise, ışınların dalga boylarına ve
frekanslarına göre kesik kesik çizgilerden oluşan kesikli spektrum veya çizgi
spektrumu oluşur. Bu tür spektrumlar atomlar tarafından oluşturulduğu için
atom spektrumu adını alır.
9
Soğutulan atomlar üzerine gelen ışık enerjisini soğurur. Bu nedenle bazı bölgeleri soğurulmuş ışık prizmadan
geçirildiğinde u şekilde elde edilen spektrumlara soğurma(absobsiyon) spektrumu denir.
Farklı elementlerin oluşturduğu çizgi spektrumları karakteristiktir ve o elemente özgüdür. Buna göre bilinmeyen bir
elementin çizgi spektrumlarına bakılarak türü belirlenebilir. Bir atomun ışıma ve soğurma spektrum çizgileri birebir
aynı yerdedir.
Rydberg EĢitliği
Hidrojen atomunun spektrum çizgileri diğer atomların spektrum çizgilerine göre çok basittir. 1885 yılında Johann
Balmer tarafından hidrojen atomunun görünür bölge ışıma spektrumu çizgilerini açıklamak için geliştirdiği formül,
Johannes Rydberg tarafından geliştirilerek, hidrojenin tüm ışımaları için geçerli olan ve kendi adıyla anılan
Rydberg eşitliği oluşturuldu.
[
Bu eşitlikteki "n"
7
-1
1,0974x10 m 'dir.
]
n>2
spektrumdaki çizgilere karşılık gelen bir tam sayıdır.
n = 3 alındığında dalga boyu 6,56x10
karşılık gelir.
-7
"R"
Rydberg sabiti olup değeri
m (656,1 nm) bulunur. Bu sayı hidrojen spektrumundaki kırmızı çizgiye
10
Bohr Atom Modeli:
Bohr atom kuramını hidrojenin yayınma spektrumuna ve Planck'ın kuantum kuramına dayandırarak geliştirmiştir.
1. Bir atomda bulunan her elektron çekirdekten ancak belirli uzaklıklarda küresel yörüngelerde
bulunabilir. Her yörünge belirli enerjiye sahiptir. Bu yörüngelere enerji düzeyleri de denir. Yörüngelerin ortak
merkezi çekirdek olup yörüngeler K, L, M, N, O gibi harflerle gösterildiği gibi 1, 2, 3, 4, 5 gibi rakamlarla da
gösterilebilir. Çekirdek çevresinde dairesel bir şekilde hareket eden elektronların açısal momentumları ancak
belirli değerler alabilir(nh/2π).En düşük enerji düzeyi 1 olmak üzere her enerji düzeyi
bir tamsayı ile belirlenir ve genel olarak n ile gösterilir. (n= 1, 2, 3, …….., ∞)
2. Bir atomun elektronları en düşük enerji düzeyinde bulunmak ister. Bu
düzeye temel hal düzeyi denir. Madde ısıtıldığında atomlarındaki elektronlar daha
yüksek enerji düzeyine geçer. Bu durumdaki atomlar uyarılmıĢ haldedir.
3. Yüksek enerji düzeyinde bulunan elektron düşük enerji düzeyine inerse
aradaki enerji farkına eşit enerjide ışın yayılır. Elektron dış yörüngeden iç yörüngeye
geçtiğinde (Ed - Ei) kadar enerji bir ışık fotonu şeklinde yayılır. Buna göre,
E = h. ν
h.ν = Ed - Ei = A . (
) veya ν =
.(
) ya da
=
(
)
bulunur.
h Planck sabiti olup değeri h = 6,626x10
olup değeri 2,18x10
-18
-34
J.s , A ise sabit bir sayı
7
-1
değeri 1,979x10 m 'dir. Bu değer
J'dur. =
Rydberg sabitinden %0,05 farklı olduğu için denklemi
=R.(
)
değeri 2 alınırsa eşitlik
şeklinde de yazabiliriz.
=R.(
)
3,289x10
(
)
ni
şeklinde yazılır. Bu eşitliğe
Balmer(Rydberg) eşitliği de diyebiliriz. (nd = 3,4,5,…..)
15
Buradaki
ν
=
(nd = 3,4,5,6…..)
Elektron yüksek enerjili bir katmandan n = 1 katmanına inerse mor ötesi ışık(ultraviyole) şeklinde enerji yayınlanır.
Lyman serisi adı verilen spektral seri oluşur. Elektron yüksek enerjili bir katmandan n = 2 katmanına inerse,
geçişler görünür bölgede gerçekleşmiş olur ve Balmer serisi adını alır. Lyman serisinde Balmer serisine göre
daha çok enerji açığa çıkar. Lyman serisindeki çizgilerin dalga boyları da Balmer serisindekinden daha kısadır.
Yüksek enerji katmanından n = 3 katmanına olan
elektron geçişleri ise kızılötesi bölgede spektrum
çizgileri oluşturur ve Pashen serisi adını alır.
Yüksek enerji katmanından n = 4 katmanına olan
elektron geçişleri Brackett serisi, n = 5 katmanına
olan elektron geçişleri ise Pfund serisi adını alır.
11
Bohr kuramı hidrojenin atom spektrumunu açıklamak için basit bir model oluşturmaktadır. Bu model aynı
+
+2
zamanda yapı olarak hidrojene benzeyen He ve Li tek elektronlu iyonlar için de kullanılır. Bu iyonlar için
çekirdek yükü enerji düzeyi denkleminde;
Z = atom numarası, n = Enerji seviyesi şeklinde ifade edilir.
Bohr atom modeli elektronların belirli temel enerji seviyelerinde bulunduğunu ve her temel enerji seviyesinde
belirli bir enerjisi olduğunu açıklamaktadır. Elektronlar bu enerji seviyeleri arasındaki geçişleri sırasında, üst enerji
seviyelerine çıkıyorsa enerji soğurur; alt enerji seviyelerine iniyorsa ışıma yapar.
+
2+
Hidrojen ve hidrojen gibi tek elektronlu(He , Li ) iyonlara uygulanabilen Bohr atom modeli çok elektronlu
atomların spektrumlarını açıklamada yetersiz kalmıştır. Bohr atom modeli, elektronları belirli dairesel yörüngelerde
döndüğünü öne sürmüş; ancak belirsizlik ilkesi elektronun dairesel yörüngede değil, üç boyutlu olarak yörünge
dışındaki bölgelerde de hareket edebileceğini ortaya koymuştur. Belirsizlik ilkesine göre, elektronlar belirli
yörüngelerde değil, bulunabilme olasılığının yüksek olduğu bölgelerde dolanabilmektedir. Bohr atom modeli
elektronu tanecik olarak kabul ederek oluşturulmuş bir modeldir. Modern kuramda ise elektronun tanecik özelliği
yanında dalga özelliği de gösterdiği kabul edilmiştir.
De Broglie Dalga Boyu:
Modern atom teorisinin gelişiminde, dalga mekaniğindeki gelişmelerin elektronun hareketine uygulanması önemli
rol oynamıştır. De Broglie, Heisenberg ve SCHrödinger gibi bilim insanları modern atom kuramının gelişimi için
önemli çalışmalar yapmışlardır.
De Broglie, ışık ve maddenin yapısını dikkate alarak, maddesel
taneciklerle bir arada kabul edilen dalgalara madde dalgaları adını
vermiştir. Küçük tanecikler için madde dalgaları varsa elektron gibi
taneciklerin demetleri de dalgaların özelliklerini taşımalıdır. Maddenin
12
dalga özelliğinin geç bulunuşu çıplak gözle veya mikroskopla görülebilecek kadar büyük olan cisimlerin dalga
boylarının gözlenemeyecek kadar kısa oluşundan gelir. De Broglie, Planck ve Einstein’in enerji formüllerini birlikte
kullanarak bu tür taneciklerin yaptığı dalganın boyunu veren bağıntıyı buldu.
E=h.ν
ve
E=m.c
2
h.ν=m.c
2
λ =
Son durumda elde edilen bağıntıda ışık hızı yerine ışık hızına yakın hızda hareket edebilecek taneciklerin hızı “v”
olarak yazıldığında de Broglie dalga boyu eşitliği elde edilir.
λde Broglie =
Thomson, Davisson ve Germer yaptıkları deneylerle elektronların da X-ışınları gibi kırınıma uğradığını bularak
elektronların dalga boylarını ölçmeyi başarmışlardır. Davisson ve Germer, bir elektron kaynağından gönderilen
elektronların nikel metalinden yapılmış hedefe çarparak, düşük enerjili hale geldikten sonraki saçılmasını
incelediler. Bunun nedeninin ısıtılan metal plakadaki kristal örgülerin elektonun hareketinde kırınıma yol açması
olduğunu düşündüler. Daha sonra Thomson tarafından metal levhalardan geçen elektronların girişime uğradığı
ıspatlanmıştır.
Heisenberg Belirsizlik Ġlkesi:
1920’li yıllarda Werner Heisenberg yapmış olduğu deneylerde elektronun konumu(x) ve hızı(v) gibi iki değişkeni
incelerken ölçümlerde sürekli olarak bir belirsizlikle karşılaştı. Bu belirsizlik,
(
)(
)
şeklinde olmalıdır.
Formülü irdelediğimizde Δx konumdaki değişimi ölçmeye çalıştığımızda eşitsizliği sağlamak için hızdaki değişim
de (Δv) farklılaşarak belirsiz hale gelecektir. Bu belirsizlik Bohr atom modelinde verilen kesin elektron
yörüngelerinin varlığını çürütür.
Heisenberg'in belirsizlik ilkesine göre,
a) elektronu gözlemlemek için uzun dalga boylu ışın kullandığımızda elektronun hızı ve konumundaki belirsizlik
yüksek olur.
b) kısa dalga boylu ışın kullandığımızda(yüksek enerji) hızdaki belirsizlik yüksektir. Kısa dalga boylu ışın
kullanıldığında foton ile çarpışan elektrona enerji aktarılır ve hareket yönü değişebilir.
Heisenberg'in belirsizlik ilkesi, bir taneciğin aynı anda konumunun ve hızının hassasiyetle ölçülemeyeceğini
ortaya koyar.
Dalga tanecik ikiliğinin sonucunun belirsizlik ilkesi olduğu anlaşıldığında Bohr atom modelindeki temel hatanın ,
bir elektronun tek boyutlu bir yörüngede bulunduğunu kabul etmek olduğu anlaşılmıştır.
Atomun Quantum Modeli:
Erwin Schrödinger, Heisenbergden bağımsız olarak yaptığı çalışmalarda, de Broglie hipotezinden ilham alarak
tüm parçacıkların hareketinin hesaplanabileceği bir "dalga mekaniği" oluşturdu. Schrödinger bir kuvvet etkisi
altında olan dalgaların nasıl oluşacağını ve gelişeceğini açıkladı. Bu açıklama tanecik yoğunluğunun dalga
fonksiyonunun(Ψ) karesi ile doğru orantılı olduğu yönündeydi. Bu da bize fotonun bulunma olasılığının en yüksek
olduğu yerin, dalga fonksiyonunun karesinin değer olarak en yüksek olduğu yer olacağını açıklamaktadır.
13
Hidrojen atomunun elektronunun bulunabileceği enerji düzeyi ve dalga fonksiyonları Schrödinger denklemi ile
açıklanabilir. Enerji düzeyleri ve dalga fonksiyonları kuantum sayıları ile ifade edilir. Bohr atom modelinde
elektronun bulunduğu yer için yörünge tanımlaması kullanılırken, kuantum mekaniğinde bunun yerine orbital
tanımlaması kullanılır. Orbital, elektronun kuantum sayıları ile belirlenen dalga fonksiyonudur. Orbital bir
matematik fonksiyonudur ve bu nedenle elektronun yerinin kesin olarak hesaplanması mümkün değildir. Ancak
elektronun belirli bir uzay bölgesinde bulunma olasılığı hesaplanabilir. Bu olasılık ta fonksiyonun karesi ile doğru
orantılıdır. Her orbitalin kendine özgü bir elektron yoğunluğu ve enerjisi vardır.
Schrödinger'in bulmuş olduğu denklem de birden fazla elektronlu atomlar için tam bir açıklama getirememiştir.
Daha sonra yapılan çalışmalarda bilim insanları Schrödinger’in hidrojen için ortaya koyduğu dalga fonksiyonlarını
kullanarak çok elektronlu atomların yapısını açıklamışlardır.
Kuantum Sayıları:
Elektronların atomda çekirdek etrafında hangi enerji düzeyinde bulunduğunu belirlemek için kuantum sayılarını
bilmek gerekir. Bunlar sırasıyla baş kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı ve manyetik kuantum
sayısıdır. Bu üç kuantum sayısı elektronların bulunma olasılığının en yüksek olduğu yerlerin ve bu yerlerdeki
elektronların belirlenmesinde kullanılırken, spin kuantum sayısı ise elektronun davranışını belirlemede kullanılır.
BaĢ Kuantum Sayısı: "n" harfiyle gösterilir. n bir veya daha büyük tam sayılar olabilir(n = 1, 2, 3, 4……..). Baş
kuantum sayısı elektron katmanının çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ile ilgilidir. n sayısının büyüklüğü elektronun
çekirdeğe olan uzaklığı ve potansiyel enerjisi ile doğru orantılıdır. Baş kuantum sayısının belirttiği enerji
seviyesine katman denir. Bu katmanlar 1, 2, 3,4…. gibi sayılarla gösterilirken K, L, M ….. gibi harflerle de
gösterilebilir.
Açısal Momentum(Ġkincil) Kuantum Sayısı: "l" harfi ile gösterilir. Baş kuantum sayısı n'ye bağlı olarak n-1'e
kadar bütün tam sayı değerlerini alabilir(l = 0, 1,2,3…..,(n-1)). İkincil kuantum sayısı elektron bulutlarının şekillerini
ve şekil farkı nedeniyle oluşan enerji seviyesindeki değişmeleri belirtir. Açısal momentum kuantum sayısı, baş
kuantum enerji seviyelerinin de ayrıldıklarını gösterir. Meydana gelen bu enerji
seviyelerine ikincil katman denir. İkincil katmanlar s, p, d, f gibi harflerle(orbital
sembolleriyle) gösterilir. Bu harfler, l'nin her bir sayısal değerine karşılıktır.
n = 1 olursa l, sadece 0(s) değerini alır.
n = 2 olursa l, 0(s),1(p) değerlerini alır.
n = 4 olursa l, 0(s), 1(p), 2(d), 3(f) değerlerini alır.
Manyetik Kuantum Sayısı: ml ile gösterilir. İkincil katmanı oluşturan orbitaller uzayda çeşitli şekillerde bulunur.
Bu orbitaller dış manyetik alanda etkileşerek çeşitli enerji seviyelerine ayrılır. Manyetik quantum sayısının değeri,
açısal momentum quantum sayısının değerine bağlıdır. verilen l değeri için ml değeri 2l+1 kadar farklı değer alır.
l = 0 olursa ml = 0 olur.
l = 1 olursa ml = 3 olur. ml = -1, 0, +1 değerini alır(px, py, pz).
l = 2 olursa ml = 5 olur. ml = -2, -1, 0, +1, +2 değerini alır.(
Spin Kuantum Sayısı: Elektronların uzaydaki üç boyutlu hareketlerinin yanısıra bir
de kendi eksenleri etrafındaki dönme hareketleri vardır. Elektronun kendi ekseni
etrafında dönme hareketi iki şekilde gerçekleşebilir. Birbirine göre zıt dönmeyi ifade
eden spin quantum sayıları “ms” ile gösterilir ve iki farklı değer alır. Bu değerler m s =
+ ½ ya da ms = -1/2 şeklindedir. Spin quantum sayısı herhangi bir orbitalde yer alan
elektronun kendi ekseni etrafındaki dönme yönünü belirtir.
s orbitalleri: Tüm s orbitalleri küresel bir bulut şekline sahiptir ve
çekirdekten uzaklaştıkça yoğunlukları azalır. s orbitali küresel
14
)
simetriye sahiptir yani geometrik şekil merkezinde çekirdeğin bulunduğu bir küredir.
p orbitalleri: baş kuantum sayıları(n) 2 ile başlar. n = 2 ve l = 1 olduğunda üç tane p orbitali(px, py, pz) vardır. Her
üç p orbitali de şekil, büyüklük ve enerji bakımından aynıdır. Yalnızca elektronların bulutlarının yönlenmeleri
farklidır. p orbitallerinde çekirdek merkezde olup, elektron yoğunluğu küresel değildir.Elektronun bulunma
olasılığının en çok olduğu yerler çekirdeğe yakın olan bölgelerdir.
d orbitalleri: n = 3 ve l = 2 olduğunda 5 farklı ml değerine sahip orbital vardır. Bu orbitaller
dir. Orbitallerin şekilleri aşağıdaki gibidir. Bir atomdaki tüm 3d orbitalleri aynı enerjiye sahiptir.
15
Atomların Elektron diziliĢleri:
Bir atomda yer alan her bir elektron dört kuantum sayısı ile gösterilebilir.
Dolayısıyla elektronun bulunduğu katman ile birlikte dönme yönü de
belirtilebilir. Bir atomda herhangi iki elektronun bütün kuantum
sayıları aynı olamaz(Pauli ilkesi). (Elektronlar aynı orbitalde bile olsalar
spin quantum sayıları birbirinden farklı olmak zorundadır.)
Aufbau Kuralı: Temel hal için geçerli olan bir kuraldır. Atomların temel
haldeki elektron diziliĢleri yazılırken en düĢük enerjili orbitalden
baĢlayarak elektronlar orbitallere yerleĢtirilir. Bu gösterim atomun en
kararlı yapısının gösterimidir.
1. Orbitallerin enerjileri (n + l) değerinin artmasıyla yükselir(Kletchkowski-Madelung İlkesi).
1s < 2s < 3s < 4s
n+l =
1
2
3
3s < 3p < 3d
4
3
4
4p < 5d
5
5
6s < 4f
7
6
7
2. (n + l) değerlerinin aynı olması durumunda n sayısı büyük olan orbitalin enerjisi de yüksek olur.
3d < 4p < 5s
n+l =
5
5
5
4d < 5p < 6s
6
6
6
Orbitallerin enerji sıralaması yukarıda açıklanan kurallar kullanılarak aşağıdaki şekilde yapılır.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s
16
n
=
1
2
2
3
3
4
3
4
5
4
5
6
4
5
6
7
l
=
0
0
1
0
1
0
2
1
0
2
1
0
3
2
1
0
n+l=
1
2
3
3
4
4
5
5
5
6
6
6
7
7
7
7
Hund Kuralı: Elektronlar eĢ enerjili orbitallere birer birer yerleĢtirildikten sonra kalan elektronlar tek
elektron içeren orbitalleri iki elektrona tamamlayacak Ģekilde yerleĢtirilirler.
Elektron dağılımları yazılırken, orbital türü sembolünün önüne hangi enerji katmanında olduğu(baş quantum
sayısı), sağ üst kısmına ise içerdiği elektron sayısı yazılır.
3s
2
içerdiği elektron sayısı
orbital türü
Temel enerji düzeyi
Bir atomda bulunan değerlik elektronları kimyasal bağların oluşumunda çok önemlidir. BaĢ grup elementleri için,
en yüksek enerji seviyesindeki toplam elektron sayısına o atomun değerlik elektron sayısı denir. Bu
elektronların bulunduğu orbitallere de değerlik orbitalleri denir. GeçiĢ elementlerinde ise, en yüksek enerji
seviyesindeki elektronlar ile, en yüksek enerjili orbitallerde(d orbitali) bulunan elektronların toplamı
17
değerlik elektron sayısını verir. Periyodik sistemde, aynı grupta yer alan elementlerin değerlik elektron sayıları
birbirine eşittir. Bu nedenle aynı grupta bulunan elementler benzer kimyasal özellik gösterirler. Değerlik
elektronları, tamamen dolmuş olan ve iç enerji seviyesinde olan merkez elektronların(çekirdek elektronların)
haricindeki elektronlardır.
Örnek: 14Si element atomunun merkezi elektronlarını ve değerlik elektronlarını elektron dizilimi üzerinde
gösteriniz.
2
2
6
2
2
Yanıt: 1s 2s 2p 3s 3p diziliminde birinci ve ikinci enerji seviyesindeki elektronlar orbitalleri tamamen
2
2
6
doldurmuş ve içte kalmışlardır. Bu nedenle 1s 2s 2p orbitallerinde yer alan elektronlar merkez(çekirdek)
2
2
elektronlarıdır. En dıştaki 3s 3p elektronları ise değerlik elektronlarını verir. Bu durumda Si'nin değerlik elektron
sayısı 4'tür.
Örnek: 22Ti element atomunun değerlik elektron sayısı kaçtır?
2
2
6
2
6
2
2
2
2
6
2
6
6
2
Yanıt: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d elektron diziliminde merkez elektronları 1s 2s 2p 3s 3p şeklinde dizilmiştir.
2
2
Değerlik elektronlarını bulunduran orbitaller ise 4s 3d şeklindedir. Bu nedenle Ti atomunun değerlik elektron
sayısı 4'tür.
Örnek: 32Ge elementinin değerlik elektron sayısını bulunuz.
2
2
6
2
6
2
10
2
2
2
6
10
Yanıt: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p elektron diziliminde merkez elektronları 1s 2s 2p 3s 3p 3d şeklinde
2
2
dizilmiştir. Değerlik elektronlarını bulunduran orbitaller ise 4s 4p olduğu için değerlik elektron sayısı 4'tür.
Atom numarası 1'den 10'a kadar olan elementlerin elektron dizilimleri ve orbital şemaları aşağıda gösterilmiştir.
18
Soy gazların elektron dağılımlarından yararlanılarak diğer atomların elektron dizilimleri daha kısa olarak
2
2
6
2
6
2
yazılabilir. Örneğin 20Ca atomunun elektron dizilimi, 1s 2s 2p 3s 3p 4s yerine, kendisinden bir önce gelen
2
soygazın sembolü kullanılarak [18Ar]4s şekilnde yazılabilir. Atom numarası 11'den 18'e kadar olan elementlerin
orbital gösterimleri, elektron dizlimleri ve soygazlarla gösterilen elektron dizilimleri aşağıdaki gibidir.
1
2
Bir atomun elektron dizilişindeki en son orbitalin tam dolu ya da yarı dolu olması atoma küresel simetrik(s , s ,
3
6
5
10
p , p , d , d gibi) durum kazandırır. Bu durumdaki atom daha kararlıdır. Çünkü küresel simetri gösteren
atomlarda elektronlar çekirdek tarafından simetrik çekilirler. Simetrik çekilen elektronu koparmak için fazla enerji
gerekir. 7N atomu yarı küresel simetrik, 10Ne atomu ise tam küresel simetriktir.
2
4
Örnek: Atom numarası 24 olan Cr elementinin elektron diziliminin [Ar] 4s 3d şekilnde sonlanması gerekir; ancak
1
5
Cr atomu küresel simetri özelliği gösterir. Elektron diziliminin [Ar] 4s 3d şeklinde olduğu görülür. Değerlik
elektronlarının her biri, bir değerlik orbitaline girmiş ve elektronlar bu durumda daha kararlı bir yapı
2
9
oluşturmuşlardır. Aynı durum atom numarası 29 olan Cu elementi içinde geçerlidir. Elektron diziliminin [Ar] 4s 3d
1
10
olması gerekirken küresel simetri özelliğinden dolayı elektron dizilimi [Ar] 4s 3d şeklinde olmuştur. Oluşan yeni
dizilim bakır atomlarının elektronlarının bir önceki duruma göre, çekirdek çevresinde daha dengeli
dolaşabildiklerini ve atomların daha kararlı bir yapıya kavuştuklarını gösterir.
19
Elektronların orbitallere dolum sırasında son orbitale göre periyodik cetvel bloklara ayrılır.
1
2
Periyodik cetvelin sol tarafındaki ilk iki sütun elektron dizilimleri ns (alkali metaller) ve ns (toprak alkali metaller) ile
1
biten elementleri barındırdığı için s bloğu olarak adlandırılmıştır(Hidrojenin elektron dizilimi 1s olmasına rağmen
2
alkali metal değil ametal, Helyumun elektron dizilimi de 1s olmasına rağmen toprak alkali metal değil, soygazdır).
2
1
2
2
2
3
Periyodik cetvelin sağ tarafında yer alan altı sütun ns np (toprak metalleri), ns np (karbon ailesi), ns np (azot
2
4
2
5
2
6
ailesi), ns np (kalkojenler), ns np (halojenler), ns np (soygazlar) şeklinde elektron dizilimine sahip olduğu için p
a
b
bloğu olarak adlandırılır. ns np dizilimindeki a+b toplamı değerlik elektron sayısını ve baş grup elementleri için
grup numarasını verir. Değerlik elektron sayısı 3 olan baş grup elementi 3A grubundadır.
Elektron dizilimleri s ve p ile biten elementler A grubu, elektron dizilimleri d ve f ile ibtenler ise B grubunda
bulunurlar.
Geçiş elementleri(elektron dizilimleri d ile bitenler) d bloğunda yer alırlar. Lantanitler ve aktinitler(elektron
dizilimleri 4f ve 5f ile bitenler) f bloğunda yer alırlar.
s bloğunda(bir tane s orbitali 2 elektron alır) iki kolon, p bloğunda( 3 tane p orbitali 6 elektron alır) 6 kolon, d
bloğunda( 5 tane d orbitali 10 elektron alır) 10 kolon ve f bloğunda( 7 tane f orbitali 14 elektron alır) 14 kolon
bulunur. Kolon sayısı ve orbital türlerinin alacakları elektron sayıları arasında doğrudan bir ilişki vardır.
BaĢ grup elementlerinden herhangi birinin değerlik elektron sayısı, o grubun grup numarasına eĢittir(He
hariç).
Örneğin 5A grubunda
bulunan bir elementin
değerlik elektron sayısı
da 5'tir.
Periyodik cetveldeki
yatay sıralara verilen
numaralar(periyot
numarası), o
elementin baĢ
kuantum sayısına
eĢittir.
Periyodik tablo 4 bloğa
bölünmüştür. Bloklar s, p, d, f bloklarıdır. Aşağıda bloklarla oluşturulmuş bir periyodik cetvel görülmektedir.
Aşağıda periyodik cetvelin elementlerin çeşitli özellikleri de içerecek şekilde düzenlenmiş bir yapısı görülmektedir.
20
Ġyonların Elektron Dizilimleri
İyonik bileşiklerde 1A grubundan 3A grubuna kadar
olan elementlerde artı yüklü iyonların(katyon)
oluştuğu ve yükün o elementin grup numarasına
eşit olduğu gösterilmişti(2A grubundaki Mg atomu
2+
Mg katyonunu oluşturur) . 5A ile 7A arasında yer
alan elementlerin ise iyon oluşturuken daha çok
elektron aldıkları ve negatif yüklü iyon(anyon)
oluşturduğu belirtilmişti. Elektron aldıklarında
değerlikleri 8-grup numarası ile bulunuyordu.
1A, 2A ve 3A grubu elementleri elektron
kaybederek, sırasıyla 1+, 2+, 3+ yüklü iyonlar
oluşturur ve elektron dizilimlerini kendilerinden
önce gelen soygaz atomunun elektron dizilimine
benzetirler.
7A, 6A ve 5A grubu elementleri ise elektron
kazanarak, sırasıyla 1-, 2-, 3- yüklü iyonlar
oluşturur ve elektron dizilimlerini kendilerinden sonra gelen soygazın elektron dizilimine benzetirler(izoelektronik).
Aynı elektron dizilimine sahip atom ya da iyonlar izoelektronik'tir
21
Geçiş elementlerinin iyon oluşturmaları sırasında oluşturdukları iyonların elektron dizilimlerinin yazılmasında
dikkat edilmesi gerekir. Geçiş elementlerinde ns ve (n-1)d alt kabuklarının(orbitallerinin) enerji değerleri birbirine
çok yakındır. d orbitallerine elektronlar girdiğinde, çok az da olsa s orbitalinin enerjisi d orbitallerinin enerjisinden
fazla olmaktadır. Bu fazlalık belirgin bir fazlalık değildir. Bu nedenle geçiĢ elementleri katyon oluĢtururken,
elektronlar her zaman öne ns orbitalinden verilir, daha sonra (n-1)d orbitallerindeki elektronlar verilmeye
baĢlanır. Başka bir deyişle, geçiĢ elementlerinde, katyon oluĢumu sırasında, elektron öncelikle en yüksek
enerji seviyesindeki orbitalden verilir.
Aşağıdaki örnekte Ni atomundan iki elektron koparıldığında oluşan Ni
yazıldığı görülmektedir.
Örnek: 26Fe element atomunun ve demir atomunun oluşturduğu Fe
yazınız.
Yanıt:
22
2+
ve Fe
2+
3+
iyonunun elektron diziliminin nasıl
iyonlarının elektron dizilimlerini
23
1.
Bir yeşil ışığın dalga boyu 500 nm dir. Bu
8
ışığın frekansını bulunuz. (c=3x10 m/s)
2.
Bir yeşil ışığın dalga boyu 400 nm dir. Bu
8
ışığın frekansını bulunuz. (c=3x10 m/s)
3.
Frekansı 3x10 Hz olan elektromanyetik
dalganın dalga boyunu metre cinsinden
8
bulunuz. (c=3x10 m/s)
4.
Frekansı 6x10 Hz olan elektromanyetik
dalganın dalga boyunu cm cinsinden bulunuz.
8
(c=3x10 m/s)
5.
Frekansı 9x10 Hz olan elektromanyetik
dalganın dalga boyunu nm cinsinden bulunuz.
8
(c=3x10 m/s)
6.
Dalga boyu 200 cm, frekansı 80 Hz olan
dalganın hızını bulunuz.
14. Hidrojen atomunun Balmer serisinde n = 4 ten
n = 2 ye geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin
frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h =
-34
6,63x10 J.s)
7
8.
Dalga boyu 4x10 nm olan bir fotonun
enerjisini joule cinsinden hesaplayınız.
8
(c=3x10 m/s, E = h.ν →E = h. , h = 6,63x10
15. Hidrojen atomunun Balmer serisinde n = 5 ten
n = 2 ye geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin
frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h =
-34
6,63x10 J.s)
16. Hidrojen elektronunun 1. Bohr
yörüngesinden(n i = 1), 4. Bohr yörüngesine
(nd = 4) uyarılması için gereken enerji kaç J
dir? Elektronun soğurduğu ışımanın dalga
boyunu m cinsinden bulunuz.
5
34
kJ
b) Elektronun E5 ten E2 ye düşmesi
sırasında yayılan fotonun enerjisi kaç
kJ dur? Fotonun dalga boyu kaç m dir?
7
Hızı 70 m/s ve dalga boyu 100 cm olan bir
dalganın frekansını Hz cinsinden bulunuz.
-21
a) Elektronu E1 den E4 e çıkarmak için
gerekli fotonun enerjisi kaç kJ dur?
7
7.
9.
E5 = -2,18x10
16
-1
17. Frekansı 5x10 s olan bir fotonun etkisi ile
+2
temel haldeki Li iyonundan iyonlaşarak
ayrılan elektronun kinetik enerjisini
hesaplayınız(Li'nin çekirdek yükü(Z) 3'tür.).
J.s)
-21
Enerjisi 2,21x10 J olan fotonun dalga
8
boyunu nm cinsinden hesaplayınız. (c=3x10
-34
m/s, E = h.ν →E = h. , h = 6,63x10 J.s)
18. 91 kg'lık kütleye sahip madde, ışık hızının
beşte biri hızla hareket ederse dalga boyu kaç
-34
metre olur? (h=6,626x10 J.s)
-20
10. Hidrojen atomunda En = -6,05x10 J
değerinde bir enerji düzeyi bulunur mu?
-12
19. 10 pm'lik(1 pm=10 m) de Broglie dalga
boyunun ortaya çıkması için bir proton demeti
hangi hıza sahip olmalıdır? ( mproton =
-27
-34
1,673x10 kg, h=6,626x10 J.s)
11. Hidrojenin Lyman serisinde n = 3 ten n = 1 e
geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin
frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h =
-34
6,63x10 J.s)
o
o
-10
20. Dalga boyu 4000 A (1 A = 10 m) olan ışıma
sodyum metali üzerine düşürüldüğünde
7
fırlayan elektronların hızı 5,37x10 cm/s olarak
ölçüldüğüne göre ışımanın enerjisi kaç J olur?
-31
-34
(melektron = 9,1x10 kg, h=6,626x10 J.s)
12. Hidrojenin Lyman serisinde n = 4 ten n = 1 e
geçişi sırasındaki spectrum çizgisinin
frekansını ve dalga boyunu hesaplayınız. (h =
-34
6,63x10 J.s)
21. Kütlesi 2,5 gram ve hareket hızı 15,6 m/s olan
bir pinpon topunun de Broglie dalga boyu kaç
-9
-34
nm(1 nm = 10 m) olur? (h=6,626x10 J.s) (
-23
Yanıt = 1,7x10 )
13. Hidrojen atomunun enerji düzeyleri aşağıda
verilmiştir.
22. İnsan gözündeki retinanın gelen ışığı
algılaması için üzerine düşen ışık enerjisinin
-17
en az 4,0x10 Joule olması gereklidir. Dalga
-9
boyu 300 nm(1 nm = 10 m) olan fotonlardan
-34
kaç tanesi bu enerjiye denk gelir? (h=6,0x10
J.s,Yanıt = 60 tane)
E5 = -8,72x10
-23
kJ
E4 = -1,36x10
-22
kJ
E3 = -2,42x10
-22
kJ
E2 = -5,45x10
-22
kJ
6
23. Hızı 10 m/s olan bir elektron dalgası
elektromanyetik spektrumda hangi bölgede
24
-31
olur? (melektron = 9,1x10 kg, h=6,63x10
Yanıt = X ışınları bölgesinde olur.)
-34
J.s,
A) 45Rh
E) 58Ce
n
1
2
3
3
2
l
1
3
2
1
2
ml
-1
-2
-2
+3
0
A) 22X
E) 38R
ms
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
-1/2
n
1
2
3
3
2
l
0
1
2
1
2
ml
-1
-2
-3
+1
0
n
2
2
2
2
3
l
1
1
2
1
2
ml
-1
-2
-2
+3
-3
B) 30Y
C) 34Z
D) 37Q
2
A)
B)
C)
D)
E)
ms
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
-1/2
n
4
4
4
4
5
l
2
1
2
3
2
ml
+1
0
0
+1
0
ms
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
-1/2
2
31. Elektron dizilimi 6f ile sonlanan atomdaki son
elektronun dört quantum sayısı için aşağıda
verilenlerden hangisi doğrudur?
A)
B)
C)
D)
E)
26. Bir atomdaki elektron için aşağıda verilenlerin
hangisindeki dört kuantum sayısının birlikte
bulunması mümkündür?
A)
B)
C)
D)
E)
D) 53I
30. Elektron dizilimi 4p ile sonlanan atomdaki son
elektronun dört quantum sayısı için aşağıda
verilenlerden hangisi doğrudur?
25. 24. Bir atomdaki elektron için aşağıda
verilenlerin hangisindeki dört kuantum
sayısının birlikte bulunması mümkündür?
A)
B)
C)
D)
E)
C) 72Hf
29. Aşağıdaki element atomlarından hangisinin
son elektronunun kuantum sayıları [n=3, l=2,
ml=-1, ms=+1/2] şeklinde olur?
24. Bir atomdaki elektron için aşağıda verilenlerin
hangisindeki dört kuantum sayısının birlikte
bulunması mümkündür?
A)
B)
C)
D)
E)
B) 40Zr
ms
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
-1/2
n
6
6
6
6
6
l
2
1
2
3
1
ml
+1
-1
0
-2
-1
ms
+1/2
+1/2
+1/2
+1/2
-1/2
1
32. Elektron dizilimi 5p ile sonlanan atomdaki son
elektronun dört quantum sayısı için aşağıda
verilenlerden hangisi doğrudur?
A)
B)
C)
D)
E)
27. Dört kuantum sayısı [n=7, l=2, ml=0, ms=+1/2]
şeklinde olan elektronun dizilimi
aşağıdakilerden hangisi ile sonlanır?
n
5
5
5
5
5
l
2
1
2
3
2
ml
+1
-1
0
+1
0
ms
+1/2
+1/2
+1/2
-1/2
-1/2
4
2
A) 7s
3
E) 7g
B) 7p
1
C) 7d
3
D) 7f
33. Elektron dizilimi 5d ile sonlanan atomdaki son
elektronun dört quantum sayısı için aşağıda
verilenlerden hangisi doğrudur?
3
A)
B)
C)
D)
E)
28. Aşağıdaki element atomlarından hangisinin
son elektronunun kuantum sayıları [n=4, l=2,
ml=-1, ms=+1/2] şeklinde olur?
25
n
5
5
5
5
5
l
2
1
2
3
2
ml
+1
0
0
+1
0
ms
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
-1/2
1
34. Elektron dizilimi 6p ile sonlanan atomdaki son
elektronun dört quantum sayısı için aşağıda
verilenlerden hangisi doğrudur?
A)
B)
C)
D)
E)
n
6
6
6
6
6
l
2
1
2
1
2
ml
+1
-1
0
+1
0
ms
+1/2
+1/2
+1/2
0
-1/2
35. Atom numarası 28 olan element atomunun en
yüksek enerji seviyesindeki elektron için
aşağıdaki kuantum sayıları setinden hangisi
doğrudur?
A)
B)
C)
D)
E)
n
l
ml
ms
3
3
3
3
4
1
1
2
1
2
0
-1
0
+1
0
-1/2
+1/2
-1/2
0
-1/2
26