01. Atom Yapısı ve Orbitaller

Atom, merkezinde (+) yüklü çekirdek ve etrafında elektronlardan meydana gelmiştir. Atomlar elektrikçe yüksüzdür ve temel tanecikleri protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşmuştur.

Taneciğin Adı	Sembolü	Bağıl Yükü	Yükü	Kütlesi (g)
Proton	p	+1	1,6x10^-19	1,673x10^-24
Nötron	n	0	0	1,675x10^-24
Elektron	e	-1	-1,6x10^-19	9,11x10^-28

Bir elementin atom numarası (Z), proton sayısı (p) na eşittir. Yüksüz atomlarda, proton sayısı (p) elektron sayısına (e) eşittir.

Kütle numarası (A) ise proton ve nötron sayılarının toplamına eşittir.

A= p + n

A

_Z X şeklinde gösterilir.

Elektronları çekirdek etrafında bir bulut şeklinde göstermek mümkündür. Bulutların yoğun olduğu yerlerde elektronların bulunma olasılığı fazladır ve bulutlar orbital olarak adlandırılır. Orbitaller s, p, d, f harfleriyle isimlendirilir. Buna aynı zamanda açısal momentum kuantum sayısı denir ve l harfi ile gösterilir.

Baş kuantum sayısı (n) orbitalin temel enerji düzeyini, n² ise orbital sayısını verir. Her orbitalde en fazla 2 elektron bulunur.

n =1 ise sadece s orbitali

n = 2 ise s ve p orbitali

n = 3 ise s, p, d orbitali

n = 4 ve yukarısında ise s, p, d, ve f orbitali bulunmaktadır.

01.01. Orbitaller

01.01.01. s orbitali

S orbitali küresel simetrik bir yapı gösterir . En fazla 2 elektron alır. Baş kuantum sayısı büyüdükçe s orbitalinin enerjisi artar.

01.01.02. p orbitalleri

İkinci veya daha üst temel enerji düzeylerinde bulunur. P_x, P_y ve P_z olarak 3 orbitali vardır ve toplam 6 elektrona sahiptir.

01.01.03. d orbitali

Üçüncü ve daha üst temel enerji düzeylerinde bulunur. 5 orbitali ve toplam 10 elektronu vardır.

01.01.04. f orbitali

Dördüncü ve daha üst temel enerji düzeylerinde bulunur7 orbitali ve toplam 14 elektronu vardır.

02. Elektron Dağılımı

Elektronlar orbitallere doldurulurken yukarıdaki sıra takip edilir.

Önce cekirdeğe en yakın olan en düşük enerjili olan 1s orbitalinden başlanır (Aufbau kuralı)
Bir orbitalde en fazla iki elektron olabilir. Bu elektronların spinleri (dönme yönleri) farklı olmalıdır (Pauli kuralı)
Hund kuralına göre eşit enerjili orbitallerin (p_x, p_y, p_z) her biri bir elektron almadıkça ikinci elektronu almazlar.

₁₁Na 1s² 2s²2p⁶3s¹

₂₇Co 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁷

₄₆Pd 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d⁸

Bazı elementlerin elektron dizilişleri Aufbau kuralına uymadığı görülmektedir. Bu duruma örnek olarak ²⁴Cr ve ⁴² Mo verilebilir.

₂₄Cr 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴ şeklinde bir elektron dağılımı yapması beklenirken

1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵ şeklinde bir dağılım gösterir.

Bunun sebebi n(s) ve (n-1)d orbitallerinin enerjileri birbirine çok yakındır. n(s) ve (n-1)d orbitali yarı veya tam dolu olduğu zaman daha karalı olacağından dağılım bu şekilde olur.

₄₂ Mo 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d⁴olması beklenen elektron dağılımı

1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s¹4d⁵şeklinde olur.

Elementlerden elektron koparırken (iyonlaşma) baş kuantum sayısı en büyük olan orbitalden elektron uzaklaştırılır.

Atomun elektron dizilişi yapıldıktan sonra baş kuantum sayısına göre tekrar sıraya dizilmesi yapacağımız işlemler sırasında bize kolaylık sağlıyacaktır.

₁₁Na 1s² 2s²2p⁶3s¹ ₁₁Na¹⁺ 1s² 2s²2p⁶

Eğer baş kuntum sayıları eşit ise bu sefer en yüksek orbitalden elektron uzaklaştırılır.

₃₁Ga 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹

1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹

Bu elektron dizilişini yaptıktan sonra baş kuantum sayısına göre tekrar sıraya dizersek

en yüksek baş kuantum sayısında (4) iki orbital olduğu için (s, p) en yüksek enerjili orbital olan p orbitalinden elektron uzaklaştırılır.

₃₁Ga¹⁺ 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²

03. Elementlerin Periyodik Tablodaki Yerinin Bulunması

Elementin periyodik tablodaki yerini bulurken öncelikle elektron dizimi yapılır. Değerlik elektronları toplamı o atomun hangi grupta olduğunu, baş kuantum sayısı da hangi peryotta olduğuna dair bilgi verir.

s- bloku: Baş kuantum sayısı en büyük olan yörünge s orbitali ile bitmiştir. Bu 1A ve 2A gruplarını içerir.

₁₁Na 1s² 2s²2p⁶3s¹ 3.peryod 1A grubu (3s¹)

p-bloku: Baş kuantum sayısı en büyük olan yörünge p orbitali ile bitmiştir. Bu 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A gruplarını içerir.

₃₅Cl 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵ Baş kuantum sayısına göre sıraya dizilir.

1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵ 4.peryod 7A grubu (4s²4p⁵ )

₁₃Al 1s² 2s²2p⁶3s²3p¹ 3.peryod 3A grubu (3s²3p¹)

d-bloku: (n-1) elektron kabuğundaki (son kabuktan bir önce) d orbitalleri doludur. 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B ve 2B gruplarını kapsar.

₂₄Cr 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴ 4. peryod 6B grubu (4s²3d⁴ )

f-bloku: (n-2) elektron kabuğundaki f orbitalleri doludur. Lantanitler ve aktinitler bu bloğun elementleridir.

04. Elementlerin Periyodik Özellikleri

04.01 Atom Çapı

Periyodik tabloda aynı grup içerisinde yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe atom yarıçapı artar. Baş kuantum sayısı arttıkça yörünge sayısı artar ve değerlik elektronları çekirdek tarafından daha az çekilir.

Soldan sağa gidildikçe yeni yörünge eklenmediği için değerlik elektronların çekirdek tarafından çekim kuvveti artacağı için atom çapı azalır.

04.02. İyonlaşma Enerjisi

Gaz halindeki nötr bir atomdan elektron koparmak için atoma verilmesi gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir.

Periyodik tabloda aynı grup içerisinde yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe çekirdeğin elektronları çekme kuvveti az olduğundan, son yörüngedeki elektronu koparmak için az enerjiye ihtiyaç vardır. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi azalır.

Soldan sağa doğru gidildikçe değerlik elektronların çekirdek tarafından çekim kuvveti artacağı için son yörüngedeki elektronu koparmak için büyük bir enerjiye ihtiyaç vardır. Bu nedenle iyonlaşma enerjisi artar.

04.03. Elektron İlgisi

Gaz halindeki nötr bir atomun bir elektron alarak negatif yüklü iyon haline geçerken açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir.

Periyodik tabloda aynı grup içerisinde yukarıdan aşağıya doğru gidildikçe elektron ilgisi azalır. Fakat ikinci periyotta bir sapma olur. Bunun sebebi ise atom yarıçapları küçük olduğu için elektronlar arası itme fazladır ve sebepten dolayı elektron eklemek zordur. Cl periyodik tablodaki elektron ilgisi en büyük atomdur. Elektron ilgisi periyodik tabloda çok düzenli değildir.