Bohr kuramnn grkemli baarsn bir dizi hayal krkl

Bohr kuramının görkemli başarısını bir dizi hayal kırıklığı izledi. Bohr yaklaşımı ile, helyum ve lityum gibi birden fazla elektron içeren atomların yayınım spekturumları açıklanamıyordu. Aynı şekilde, manyetik bir alan uygulanması sonunda hidrojen spekturumunda ortaya çıkan yeni çizgiler de açıklanamıyordu. Ayrıca elektronların özelliklerinin keşfi, bir dalganın konumunu belirleme problemini de beraberinde getirmiştir. Dalganın uzayda yayılması, konumunun tam olarak belirlenememesi sorununu ortaya çıkarmıştı. Bilim adamları Bohr kuramını hem büyük bir şaşkınlıkla karşıladılar, hem de büyük bir ilgi duydular ve hidrojen elektronuna ilişkin enerjinin neden kuantlaştığını sorguladılar. Bu çalışmalar sonucunda elektronun tanecik özelliğinin yanı sıra, bir dalga gibi davrandığı ortaya konmuştur.

1924 yılında Louis de Broglie, dalgalarının parçacık (fotonlar) seli gibi davranabilmesinden yola çıkarak; elektron gibi parçacıklarında dalga özelliği gösterebileceğini öne sürdü. De Broglie’ye göre çekirdeğe bağlı durumdaki bir elektron, duran bir dalga gibi davranmaktadır. De Broglie’nin görüşüne göre, hidrojen atomundaki elektronun durgun bir dalga gibi davranabilmesi için, dalga boyunun yörüngenin çevresine tam uyması gerekir. Aksi takdirde her tam dönme sonrası dalganın kısmen kendini yok etmesi ve sonuçta dalga grafiğinin sıfıra ulaşarak, dalganın ortadan kalkması durumunu ortaya çıkaracaktır.

De Broglie’nin bulguları, dalgaların tanecik, taneciklerinde dalga benzeri özellik sergileyebilecekleri sonucuna ulaşmasını sağlamıştır. De Broglie, tanecik ve dalga özelliklerini aşağıdaki eşitlikte bir araya getirebileceği sonucuna varmıştır.

Burada, λ, m ve v hareketli bir taneciğe ilişkin dalgaboyu, kütle ve hızı belirtmektedir. Eşitlik, hareket halindeki bir taneciğin dalga gibi tasarlanabileceğini, dalganın da tanecik özellik gösterebileceğini ifade etmektedir. Elektronlar hem dalga, hem de tanecik özelliğine sahiptirler. Atomların yapısı açıklanırken, elektronların dalga özelliğinin hesaba katılması gerekir.

1927’de C. J. Davisson ve L. H. Garmer yavaş hareket eden bir elektron demetinin nikel kristal tarafından kırınıma uğradığını gösterdiler. Aynı yıl G. P. Thomson bir elektron demetini ince bir metal yaprağa gönderdi ve X–ışınları ile elde edilen bir kırınımın aynısını elde etti. G. P. Thomson, J. J. Thomson’un oğludur. Bu çalışmaları nedeniyle bilim adamlarına 1937 yılında Nobel Fizik Ödülü verilmiştir.

1920’li yıllarda Werner Heisenberg atomlardan küçük taneciklerin davranışlarını belirlemek için kutuda parçacık modeli geliştirdi. Üç boyutlu ortamda hareket eden bir parçacığın aynı anda hem yerinin hem de hızının belirlenemeyeceğini ispatladı. Bunun sonucunda Heisenberg Belirsizlik ilkesi olarak bilinen bir prensibi bilim dünyasına sundu ve kabul ettirdi. Daha açık bir ifade ile elektronun herhangi bir andaki yeri ve hızı aynı zamanda kesin olarak belirlenemez. Heisenberg’in ulaştığı sonuca göre ölçümlerde daima bir belirsizlikle karşılaşmaktadır. Bu belirsizlik;

Elektron gibi küçük tanecikleri tespit etmek için gönderilen uygun dalga boyundaki ışık, elektronun yerini ve momentumunu değiştirir. Bu yüzden, aynı anda elektronun yeri ve hızı ölçülemez. Yerinde ve momentumunda bir belirsizlik vardır. Bu nedenle de elektronlar çekirdek çevresinde belirli dairesel yörüngelerde değil orbital adı verilen belirli enerji seviyelerinde bulunurlar. Yörünge yerine elektronların çekirdek etrafında bulunma olasılığından bahsetmek gerekir.

Elektronun, tam olarak yörüngelerde dönen bir tanecik olarak tasarlanması doğru değildir. Çünkü bir taneciğe ilişkin hem konum hem de momentum (kütle. hız) aynı anda tam olarak belirlenemez. 1926 yılında, karmaşık bir matematiksel teknikten yararlanan Erwin Schrödinger, mikroskopik taneciklerin enerjilerini ve genel davranışlarını betimleyen bir denklem geliştirmiştir. Schrödinger Denklemi.

Schrödinger Denklemi Schrödinger denklemi, kuantum mekaniği olarak adlandırılan yeni bir dönem başlatmıştır. Kuantum mekaniği, bir atomdaki elektronun tam yerinin belirlenemeyeceğini açıklayabilmektedir. Elektron yoğunluğu kavramı, atomun belirli bir bölgesinde bir elektronun bulunma olasılığını verir. Schrödinger denklemi , atom çekirdeği etrafındaki üç boyutlu uzayda elektron yoğunluğu dağılımını göstermektedir. Bu bölgelere orbital denilmektedir. Orbital, atom içindeki bir elektronun dalga fonksiyonu olarak düşünülebilir.

Kuantum mekaniğinde, hidrojen ve diğer atomlardaki elektron dağılımlarını açıklamak için dört kuantum sayısı gereklidir. Bu kuantum sayıları Schrödinger denkleminin hidrojen atomu için gerçekleştirilen matematiksel çözümden elde edilmiştir ve bu sayılar 1. Baş kuantum sayısı, 2. Açısal momentum kuantum sayısı, 3. Manyetik kuantum sayısı ve 4. Spin kuantum sayısı olarak adlandırılırlar. İlk üçü, atom orbitallerinin ve bu orbitallerde yer alan elektronların belirlenmesinde kullanılırlar. Dördüncü kuantum sayısı ise elektronun davranışını açıklar.

1 -Baş kuantum sayısı (n), belirli bir orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığı ile ilişkilidir. Baş kuantum sayısı ne kadar büyük olursa, orbitaldeki elektronun çekirdeğe olan ortalama mesafesi ve buna göre de orbital o kadar büyük olur.

2 -Açısal Momentum Kuantum Sayısı ( l) Açısal momentum kuantum sayısı (l ) orbitallerin şekillerini açıklar. Bu kuantum sayısının (l ) olabileceği değerler, baş kuantum sayısı n’nin değerlerine bağlıdır. Herhangi bir n değeri için l’nin alabileceği değerler 0 ile n – 1 arasındaki tam sayılardır. Eğer n = 2 olursa, 0 ve 1 olmak üzere l’nin alabileceği iki değer vardır. l’nin değerleri s, p, d, f …harfleri ile belirtilir.

Aynı n değerine sahip orbitaller topluluğu genellikle kabuk olarak adlandırılır. Aynı n ve l değerlerine sahip bir veya daha fazla sayıdaki orbitaller ise altkabuk olarak adlandırılır.

3 -Manyetik Kuantum Sayısı (ml ) Orbitalinin uzaydaki yönlenmesini gösterir. Bir alt kabuk için ml’nin alabileceği değerler açısal momentum sayısı l‘nin değerlerine bağlıdır. Verilen bir l değeri için, toplam 2 l + 1 adet farklı mldeğeri bulunabilir. l = 0 olursa, 2. 0+1=1 olmak üzere ml’ninbir değeri olur. ml= 0 l = 1 olursa, 2. 1+1=3 olmak üzere ml’ninüç değeri olur. ml= -1, 0 ve 1 l = 2 olursa, 2. 2+1=5 olmak üzere ml’ninbeş değeri olur. ml=– 2, – 1, 0, +1, +2

4 -Elektron Spin Kuantum Sayısı (ms) Elektromanyetik kuramına göre, dönen yüklü bir tanecik manyetik bir alan yaratır ve bu hareket elektronun bir mıknatıs gibi davranmasına neden olur. Şekilde elektronun saat yönü ve tersi yönde olmak üzere iki olası dönmesi gösterilmiştir. Elektronun bu spin hareketlerinin göz önüne alınmasıyla, spin kuantum sayısı (ms) olarak adlandırılan ve -1/2 +1/2 değerleri alabilen, dördüncü kuantum sayısı tanımlanmıştır.

Kabuk (n) Alt Kabuk Notasyon (l) 0 ile n-1 arası Orbital (ml) 2 l-1 Orbital Elektron Sayısı n 2 2 n 2 1 0 1 s 0 1 2 2 0 1 2 s 2 p 0 -1 0 +1 1 3 2 6 3 0 1 2 3 s 3 p 3 d 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 1 3 5 2 6 10 4 0 1 2 3 4 s 4 p 4 d 4 f 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 1 3 5 7 2 6 10 14

Her orbitalin neye benzediğinin tam ifade edilmesi zordur. Buna karşın, özellikle atomlar arasındaki kimyasal bağ oluşumlarını açıklarken orbitallerin belirli özgün şekillere sahip olduklarını varsaymak çok yararlıdır.

s orbitalleri küreseldir. Tüm s orbitalleri, farklı büyüklüklerdeki küresel şekillere sahiptir ve kuantum sayısı arttıkça orbitalin büyüklüğü de artmaktadır.

n = 2 vel= 1 durumunda, 2 px, 2 py ve 2 pz olmak üzere üç tane p orbitali ortaya çıkar. p orbitalinin alt indisleri, orbitalinin yönlendikleri eksenleri göstermektedir.

Bu üç orbitalin enerjileri, büyüklükleri ve şekilleri özdeş olmasına karışn, yönelişleri farklıdırlar. ml’nin p orbitalleri için üç değeri olduğu ve bu üç p orbitalinin farklı yönlenmeye sahip olduğu unutulmamalıdır. ml değerleri ile x, y ve z yönlenmeleri arasında herhangi bir bağıntı yoktur. Şekilde verilen p orbitallerinin sınır yüzey diyagramlarından görüldüğü gibi, orbitaller çekirdeğin iki zıt tarafından uzanan iki lop gibi düşünülebilir. Aynen s orbitallerinde olduğu gibi p orbitalinin boyutları da 2 p den 3 p ye, 4 p ye baş kuantum sayısı ile artar.

Açısal momentum kuantum sayısı l= 2 olduğunda, beş farklı ml değeri ve buna bağlı olarak beş d orbitali ortaya çıkar. d orbitallerine ilişkin en küçük n değeri 3 tür. Zira l değerinin n – 1 den büyük olmaması nedeniyle; n = 3 iken l= 2 olması durumunda, 3 dxy, 3 dyz, 3 dx 2–y 2 ve 3 dz 2 olmak üzere beş adet 3 d orbitali ortaya çıkar. Tüm 3 d orbitallerinin enerjileri özdeştir. Baş kuantum sayısının 3 ten büyük olduğu (4 d, 5 d, …) diğer d orbitallerinde de benzer durum söz konusudur.

Elektron dağılımı, elektronun spinini de gösteren orbital diyagramı yardımıyla gösterilebilir.

Bir atomda herhangi iki elektron, aynı dört kuantum sayısına sahip olmaz. Aynı orbitali sadece iki elektron işgal edebilir ve bu elektronlar da zıt yönlü spinlerde olması zorunludur.

Paramanyetik; maddeler belirli sayıda eşleşmemiş elektrona sahipse mıknatıs tarafından çekilebilirler. Bu tür elektron dağılımına sahip olan taneciklere paramanyetik denir. Lityum atomunda bir adet eşleşmemiş elektron bulunur ve bu nedenle lityum metalinin atomu paramanyetiktir.

Diyamanyetik; Elektron spinleri eşleşmiş olmaları durumunda manyetik etkileri birbirini yok eder. Buna göre, eşleşmemiş elektronu bulunmayan ve mıknatıs tarafından etkilenmeyen taneciklere diyamanyetik denir. Berilyum atomunda eşleşmemiş elektron bulunmadığından berilyum metalinin atomu diyamanyetiktir.

Bir alt kabuktaki elektronların en kararlı dağılımı, paralel spinin en fazla olduğu haldir. Buna göre, eşit enerjili orbitallere elektronlar aynı spinle dolarlar.

Çok elektronlu atomlarda 3 d enerji düzeyi 4 s orbitalinin enerji düzeyinden yüksektir. Bir atomun toplam enerjisi sadece orbital enerjilerinin toplamına bağlı değil, aynı zamanda bu orbitallerde yer alan elektronlar arası itme kuvvetlerine de bağlıdır. Buna göre, bir atomda 4 s orbitalinin 3 d orbitalinden önce doldurulması toplam enerjinin daha düşük olmasına neden olacaktır.

Çok elektronlu atomlarda alt kabukların doldurulması 1 s orbitalinden başlayarak aşağıya doğru oklar yönünde hareket edilir. Buna göre, sıralama

Temel haldeki elektron dizilişini yapmak için elektronlar çekirdeğe en yakın olan, en düşük enerjili orbitalden başlanarak sıra ile doldurulur. Buna Aufbau kuralı denir. KÜRESEL SİMETRİ Bir alt enerji seviyesindeki orbitallerin dolu ve yarı dolu olması haline küresel simetri denir. Bu şekildeki elektron dizilişine sahip olan atomlar küresel simetri yük dağılımına sahiptir. Çekirdek, elektron bulutlarını her yöne eşit düzeyde ve daha dengeli çeker. Bu tür atomlar diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlıdır.

Elektron Diziliminin Yazılması Elektron dağılımları yazılırken , orbital türü sembolünün önüne hangi enerji katmanında olduğu ( Baş kuantum sayısı ). sağ üst kısmına üst indis olarak ise içerdiği elektron sayısı yazılır. Örneğin 3. katmanda bulunan p orbitallerindeki 4 elektron,

8 O, 12 Mg, 27 Co ve 35 Br elementleri atomlarının elektron dizilimlerini yapınız.

ATOM MODELLERİ TOPLU GÖSTERİMİ