Kimya ayt konu anlatımı, Kimya tyt konu anlatımı , Kimya yks konu anlatımı… Merhaba arkadaşlar sizlere bu yazımızda Modern Atom Teorisi hakkında bilgi vereceğiz. Yazımızı okuyarak bilgi edinebilirsiniz..

Modern Atom Teorisi

• Atomun Kuantum Modeli
• Periyodik Sistem Ve Elektron Dizilimleri
• Periyodik Özellikler
• Elementleri Tanıyalım
• Yükseltgenme Basamakları

Atomun Kuantum Modeli

Bohr Atom Modeli Yetersizlikleri

Bohr atom modeli, elektronların çekirdek etrafında ışıma yapmadan belirli enerjilere sahip yörüngelerde döndüğünü ve enerji alış verişi ile yörüngeler arasında geçiş yapabildiğini belirtir. Ancak atom ve atom altı tanecik(elektron)lerin davranışını tam olarak açıklayamaz. Bu yüzden 1926 yılında modern kuantum modeli Bohr atom modeli’nin yerini almıştır.

Bohr atom yetersizliklerini aşağıda sıralayacağız;

– Spektrumlardaki bazı çizgilerin, dış manyetik alan etkisinde daha alt çizgilere ayrışması, atomda Bohr’un belirttiklerinden başka fiziksel etkilerin de olduğu fikrini doğurmuştur.
– Spektrum analizlerinde bazı çizgilerin parlaklığının diğerlerinden daha fazla olması, Bohr tarafından açıklanamamıştır.
– Birden fazla elektronu bulunan elementlerde elektronların çekirdekle ve birbirleri ile, elektriksel ve manyetik etkileşimleri hesaba katılmamış ve açıklanamamıştır.
– Atomlar arasındaki bağlar ve atomların birleşerek molekülleri nasıl oluşturduğu açıklanamamıştır.
– Elektronun dalga hareketi dikkate alınmamıştır.

Yörünge ve Orbital Kavramları

Yörünge (Bohr atom modeline göre)
– Elektronların izlediği varsayılan dairesel yoldur.
– Elektronun düzlemsel hareketini temsil eder.
– Her yörünge bir enerji düzeyi ile temsil edilir.
– Her yörünge, belirli bir kapasiteye sahiptir ve her yörüngede yalnız belirli sayıda elektron bulunur.

Orbital (Modern atom teorisine göre)
– Elektronların bulunma olasılığının en fazla olduğu bölgelerdir.
– Elektronun 3 boyutlu hareketini temsil eder.
– Farklı şekillere sahiptir.
– Her enerji düzeyi farklı orbitaller bulundurabilir.
– Her orbitalde en fazla 2e- bulunur.

Periyodik Sistem Ve Elektron Dizilimleri

Periyodik tablonun şekli atomların elektron dizilimiyle son derece ilişkilidir. Örneğin, 2. grup elementlerinin hepsi [E] ns2 elektron dizilimine sahiptir. (E burada bir asal gazın elektron dizilimidir) Ayrıca bunlar aynı grupta oldukları için kimyasal özellikleri bakımından önemli ölçüde birbirine benzemektedirler. Daha genel olarak, periyodik tablodaki blok kavramının nedeni s,p,d,f alt kabuklarını doldurmak için gerekli elektron sayısıdır. ( 2,6,10,14…)

En dış elektron kabuğuna genellikle “değerlik kabuğu” denilmektedir. Bu kabuk atomun kimyasal özelliğini belirlemektedir.

Elektron Dizilimleri

Elektron dizilimi, atom fiziği ve kuantum kimyasında, bir atom ya da molekülün (ya da diğer fiziksel yapıların) elektronlarının atomik ya da moleküler orbitallerdeki dağılımıdır. Örneğin Neon atomunun elektron dizilimi 1s2 2s2 2p6 olarak gösterilir.

Elektron diziliminde elektronlar her biri bağımsız bir şekilde yörüngelerde hareket eden atom altı parçacıklar olarak tanımlanmışlardır. Matematiksel olarak bu dizilim Slater determinantı ya da durum fonksiyon dizilimi olarak belirtilir.

5. enerji düzeyine kadar her enerji düzeyindeki maksimum elektron sayısı 2n formülü ile bulunur.

Birinci enerji düzeyi: en fazla 2,
İkinci enerji düzeyi: en fazla 8,
Üçüncü enerji düzeyi: en fazla 18,
Dördüncü enerji düzeyi: en fazla 32 elektron alabilir.

Pauli İlkesi’ne göre; bir atomda hiçbir zaman dört kuantum sayısı da aynı olan iki elektron bulunamaz.İki elektronun üç kuantum sayısı n, l ve ml sayıları aynı olsa da ms yani elektronların orbitaldeki yönleri farklı olmalıdır. Bu ilke, bir orbitalin iki elektron
aldığını ve elektronların zıt spinli olduğunu belirtmektedir.

Dolayısıyla tek tür olan s orbitaline en fazla iki elektron, üç tür olan p orbitaline en fazla altı elektron, beş tür olan d orbitaline ise en fazla 10 elektron yerleşebilir.

Elektronlar eş enerjili orbitallere öncelikle birer birer yerleşirler. Hund Kuralı olarak bilinen bu kurala göre elektronlar önce boş orbitallere aynı spinli olacak şekilde yerleşirler daha sonra ters spinli olacak şekilde orbitallerdeki elektronlar ikiye tamamlanır.
Hund Kuralı’na göre p orbitallerine ve d orbitellerine elektronların yerleşmesi birer birer olmaktadır.

Atomların elektron dizilimleri (Aufba) Kuralı’na göre yapılır. Aufbau Almanca’da inşa etme anlamına gelir ve bu kural atomların atom numaraları arttıkça elektron diziliminin nasıl inşa edileceğini gösterir. Pauli İlkesi ve Hund Kuralı’nı da içeren bu kurala göre elektronlar orbitallere en düşük enerjili orbitalden başlayarak yerleşir. Her orbital en fazla 2 elektron alabilir.

Anyonların Elektron Dizilimi

Negatif yüklü iyonların elektron dizilişlerinde; toplam elektronları, en düşük enerjili orbitallerden başlanarak kurallara göre yerleştirilir. 1s² 2s² 2p⁴ elektron dizilimine sahip ₈O atomu 2e– aldığında ₈O^2– : 1s² 2s² 2p⁶ dizilimine sahip olur.

Katyonların Elektron Dizilimi

Pozitif yüklü iyonların elektron dizilişlerinde; önce nötr atomun elektron dizilişi yazılır, sonra atomun verdiği elektronlar en dış temel enerji düzeyinden başlanarak uzaklaştırılır. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² elektron dizilimine sahip Ca atomu 2e– verdiğinde son katman olan 4s’den elektron vererek ₂₀Ca²+ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ dizilimine sahip olur

Küresel Simetri 

Atomun elektron dizilimi yapıldığında son orbitali yarı dolu ve tam dolu orbitallerden herhangi biriyle sonlanıyorsa (s¹, s², p³, p⁶, d⁵, d¹⁰) atomda küresel simetri özelliği vardır.

Bu durumda; çekirdek, elektron bulutlarını her yönde eşit düzeyde yani daha dengeli bir biçimde çeker. Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır.

Değerlik Elektron Sayısı ve Değerlik Orbitali

Atomların katman-elektron dizilimlerini yapmayı öğrenmiştiniz.Atomun bu katman-elektron diziliminde son katmandaki elektronlar atomun kimyasal davranışını ortaya koyar. Nötr bir atomun elektron diziliminde son katmanda bulunan elektronlara değerlik elektronları, bu orbitallerin bulunduğu orbitallere de değerlik orbitalleri denir.

Bir atomun kimyasal özelliklerini belirleyen, kimyasal tepkimelerdeki, kimyasal bağ oluşumunda rol oynayan elektronlardır.

Bir atomun elektron diziliminde;

– Elektron dizilimi ns ile sonlanan atomların değerlik elektron sayısı ns orbitalindeki elektron sayısına eşittir. (n = en büyük başkuantum sayısı)
– Elektron dizilimi ns np ile sonlanan atomların değerlik elektron sayısı ns np orbitallerindeki toplam elektron sayısına eşittir.
– Elektron dizilimi ns(n – 1)d ile sonlanan atomların değerlik elektron sayısı ns (n – 1)d orbitallerindeki toplam elektron sayısına eşittir.

Periyodik Özellikler

Periyodik cetvelin bilim insanlarına sağladığı en büyük fayda, bir elementin sadece periyodik cetvedeki yerini bilerek onun hakkında bazı bilgilere anında ulaşabilmektir. Periyodik cetvelin yapısı gereği bir takım özellikler periyodik olarak artar veya azalır. Bu özelliklere periyodik özellikler denir.

 Atom Yarı Çapı

Atomun merkezi ile son katmanı arasındaki  uzaklık atom yarıçapıdır . Atomların yaptığı bağ türüne göre yarıçaplar üçe ayrılır.Bunlar;

Tek bir kovalent bağla bağlanmış eşdeğer iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir.

İyonik bağı oluşturan metal atomları elektron vererek katyon oluştururken ametal atomları da elektron alarak anyon oluşturur. İyonik bağı oluşturan katyon ve anyonların çekirdekleri arasındaki uzaklık ölçülür. Bu iyonlar eşdeğer büyüklükte olmadığından, aralarındaki uzaklığın katyon ve anyon arasında bölüştürülmesiyle elde edilen yarıçapa iyonik yarıçap denir.

Soy gaz atomları yüksek basınçlarda ve düşük sıcaklıklarda katı hale geçerken aralarındaki etkileşimlerden yararlanarak Van der Waals yarıçap hesaplanır.

İyonlaşma Enerjisi

Gaz halde bulunan nötr bir atomdan elektron koparmak için gereken enerjiye iyonlaşma enerjisi denir. Gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerji birinci iyonlaşma enerjisidir.

X_(g) + i . En X⁺ _(g) + e +1

yüklü iyondan ikinci elektronu koparmak için gereken enerji ikinci iyonlaşma enerjisidir (İE₂).

X⁺ _(g) + i . E² X²⁺ _(g) + e^–

Herhangi bir atom için daima  E1 < İE2 < İE3… geçerlidir. Yani bir sonraki elektronu koparmak daha fazla enerji gerektirir.

Elektron İlgisi

Gaz halinde nötral bir atomun bir elektron yakalaması sırasında açığa çıkan enerjiye elektron ilgisi denir. Elektron ilgisi, atom yarıçapı ya da iyonlaşma enerjisine göre daha az periyodik olmasına rağmen atom yarıçapındaki değişim ile paralellik gösterir. Atom yarıçapı küçüldükçe elektron ilgisi artar.

F _(gaz)+ e^– F ^–+ Enerji

Florun elektron ilgisinin değer +328 kj/mol olarak gösterilir. Bir elementin elektron ilgisi değeri çok pozitif ise o elementin elektron kabul etme eğilimi büyüktür.

– Aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe elementin elektron ilgisi artar.
– Metallerin ve soygazların elektron ilgisi yoktur, sadece ametallerde elektron ilgisi gözlemlenir.
– Aynı gurupta yukarıdan aşağıya inildikçe elementlerin elektron ilgisi azalır.

Elektronegatiflik

Elektronegatiflik, kovalent bir bileşiği oluşturan atomların bağdaki elektronları kendine çekme gücünün bir ölçüsüdür.Atomun çapı küçüldükçe ve proton sayısı arttıkça bağ elektronlarının çekirdek tarafından çekilmesi artar. Periyodik sistemde elektronegatiflik soldan sağa artarken yukarıdan aşağıya azalır. Periyodik sistemde elektronegatifliği en yüksek atom Flor atomudur.

Metal – Ametal Özellik

Metallerin değerlik elektron sayısı genellikle az ve dolayısıyla iyonlaşma enerjileri düşüktür. Bu sebeple hidrojen hariç 1A grubu elementleri, 2A grubu elementleri, tüm B grubu elementleri, bor hariç tüm 3A grubu metaldir. Periyodik tabloda sağdan sola doğru gidildikçe, metalik özellik özellik azalır. Ancak metalik özellikler birden bitip ametallik özellik başlamaz. Metallerden ametallere geçiş süreci “yarı metaller” ile başlar.

Periyodik tabloda aynı periyotta soldan sağa doğru gidildikçe metalik özellik azalırken aynı grupta yukarıdan aşağıya doğru inildikçe metalik özellik artar.

Asitlik/Bazlık Özellikleri

Oksijen hemen hemen tüm elementlerle tepkimeye girerek oksit bileşiklerini oluşturur. Oksit bileşiklerinin bazıları asidik özellik gösterirken bazıları da bazik özellik gösterir. Metal oksitlerin sulu çözeltileri genellikle bazik özellik gösterir.Örneğin; Sodyumun Oksijenle oluşturduğu sodyum oksit bileşiği suyla etkileştiğinde sodyum hidroksit bazını oluşturur.

Bir periyotta soldan sağa doğru ve bir grupta aşağıdan yukarıya doğru gidildikçe element oksitlerinin asidik karakteri artar.Bir periyotta sağdan sola doğru ve bir grupta yukarıdan aşağıya doğru element oksitlerinin bazik karakteri artar.

Elementleri Tanıyalım

Periyodik sistemin periyot ve gruplardan oluştuğunu ve sistemde soldan sağa doğru yatay sıralara periyot, yukarıdan aşağıya doğru inen düşey sütunlara grup denir.

Aynı periyotta ve aynı grupta bulunan elementler iyon yükleri, aktiflikleri, yaptıkları kimyasal bağlar, metal/ametal karakteri gibi
özellikler yönünden benzer eğilimler gösterir. Elektronların bulunduğu alt kabuklar, periyodik sistem üzerinde farklı bloklarla gösterilir.

s Bloğu Elementleri

Periyodik sistemde 1A ve 2A grubu elementleri, elektron dizilimleri s1 ve s2 ile bittiğinden s bloğu elementleridir. Bu elementlerin ortak özellikleri elektron vermeye çok yatkındırlar ve bileşiklerinde pozitif değerlik alırlar. Hidrojen elementi 1A grubundadır fakat ametaldir.

Hidrojen dışında hepsi metaldir. Elektron dizilimi ns1 ile biter ve bir atom kaçıncı periyotta ise s orbitalinin baş kuantum sayısı da o sayı olur. Helyum atomunda 1S2 elektron dizilimine sahip olduğundan bu blokta gösterilebilmektedir.

Özelliklerine değinecek olursak;

– En aktif metallerdir. Bu nedenle doğada saf halde bulunmazlar. Bileşikler halinde bulunurlar.
– Periyodik cetvelin 1A ve 2A gruplarında bulunurlar (He 8A grubundadır).
– Bileşiklerinde +1 ve +2 değerlik alırlar (He hariç).
– Periyodik cetvelde aynı periyotta yer alan elementlerden, atom yarıçapı en büyük olan elementler s bloku elementleridir.
– Ametallerle elektron alışverişi yaparak iyonik bağlı bileşikler oluştururlar.
– Su ile tepkimeye girerek bazları, hava ile temas ettiklerinde metal oksitlerini oluştururlar.
– Erime ve kaynama noktaları diğer metallerle kıyaslandığında düşüktür.
– İyonlaşma enerjileri ve elektronegatiflikleri düşüktür

p-blok Elementleri

3A, 4A, 5A, 6A, 7A ve 8A grupları bu blok türüne aittir. s-blokta helyum haricinde diğer elementler metaldir. Ancak p-blokta metal, ametal ve soygaz elementleri bulunur.

Periyodik sistemde metalik özellik periyotlarda soldan sağa doğru azalırken ametalik özellik artar. Gruplarda bu değişim yukarıdan aşağıya doğru metalik özellik artarken ametalik özelliğin azalması şeklindedir.

3A grubu: Bu grup elementlerinin değerlik elektron sayıları 3’tür. Son yörüngelerindeki P orbitallerinde 1 elektron bulunur.

Bu elementler toprak metalleri olarak adlandırılır. Grubun ilk elementi Bor (B) elementidir. Bu element yarı metal bir elementtir, H2O ve O2 ile tepkimeye girmez. Bileşiklerinde sadece (+3) değerlik alır.

Grubun 2. Elemanı Alüminyum (Al) elementidir. Al amfoter bir metaldir, hem asitlerle hem de bazlarla tepkimeye girerek H2 gazı açığa çıkarır. Elektriksel iletkenliği çok yüksektir. Havaii hatlarda kullanılır.

3A grubu elementleri bileşiklerinde 3 elektron vererek (+3) yüklü katyon halinde bulunurlar.

4A grubu: 4A grubunda SC, “Si, 32Ge, SDSn, 52Pb ve ,MFI bulunur.

* Değerlik elektronları sayısı 4 tür. Elektron dizilimindeki son katmanında 4 elektron bulunur.
* C ametal, Si ve Ge yarı metal özelliği gösterirken diğerleri metal özelliği gösterir.

5A grubu: 5A grubunda ,N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi ve 115Mc bulunur.

* Değerlik elektronları sayısı 5 tir. Elektron dizilimindeki son katmanında 5 elektron bulunur.
* 7N ve 15P ametal, 33As ve 51Sb yarı metal özelliği gösterirken diğerleri metal özelliği gösterir.

6A grubu: 6A grubunda 8O, 16S, 34Se, 52Te, 84Po ve 116LV bulunur.

* Değerlik elektronları sayısı 6 dır. Elektron dizilimindeki son katmanında 6 elektron bulunur.
* Po ve Te yarı metal özelliği gösterirken diğerleri ametal özelliği gösterir.

7A grubu: 7A grubunda 9F, 17CI, 35Br, 53I, 85At, 117Ts bulunur.

* Değerlik elektron sayıları 7 dir. 7A grubundaki elementler bileşiklerinde 1- ve bazı bileşiklerinde 1+, 3+, 5+, 7+ değerlik alabilirler.
* En aktif ametallerdir. Bileşik yapmaya çok isteklidirler. Bu istekleri aynı grupta aşağı doğru inildikçe azalır.
* Doğada F2, Cl2, Br2, I2, şeklinde moleküler halde bulunurlar. Oda koşullarında F2 ve CI2 gaz, Br2 sıvı I2 ve diğerleri katı haldedir.
* Herbirinin kendine özgü bir rengi vardır ve zehirlidirler.

8A grubu: Bu elementler soygazlar olarak adlandırılırlar. Değerlik elektron sayıları 8’dir. Son yörüngelerindeki P orbitallerinde 6 elektron bulunur. Dolayısıyla kararlıdırlar. Bu elementler bileşik yapmaya yatkın değildirler, doğada tek atomlu gaz halinde bulunurlar.

Bu elementlerden sadece Kr ve Xe elementlerinin özel koşullarda sınırlı sayıda bileşikleri oluşturulabilmiştir.

d Bloğu Elementleri

d bloğu elementlerinin tamamı metaldir. Bu blok elementlerine geçiş metalleri denir. Elektron dizilimleri ns2 (n–1)d ile biter. Bu elementler bileşik oluştururken değerlik orbitalleri olan en sondaki s ve d orbitallerindeki elektronlardan bazılarını verir. Bileşiklerinde değişik iyon yükleri alabilirler.

f Bloğu Elementleri

Elektron dizilimleri f orbitali ile sonlanır. Bu blok elementleri İç geçiş elementleri olarak adlandırılırlar. 14 adet lantanit, 14 adet aktinit elementi vardır.Lantanitler grubunda bulunan Prometyum radyoaktif bir elementtir. Aktinitlerin tamamı radyoaktiftir.Kimyasal özellikleri büyük benzerlikler gösterir.Atom yarıçapları birbirine çok yakın elementlerdir.Aktinitlerin çoğu doğada bulunamaz. Sentezleme yolu ile elde edilirler.Lantanitlerin ise çoğu doğada bir arada bulunur. Aktif metallerdir.Periyodik cetvelin yapısını bozmamak amacıyla iki sıra halinde periyodik cetvelin altında gösterilmişlerdir . Lantanit ve aktinitlerin tamamı 4B
grubundadır.

Yükseltgenme Basamakları

Ametaller kendi aralarında kovalent bağları oluşturur. Kovalent bağlar elektronların ortaklaşa kullanılması sonucu oluşur. Kovalent bağlı bileşikler suda çözündüklerinde iyonları oluşturamaz. Bu nedenle bu atomlar için iyon yükü yerine yükseltgenme basamağı terimi uygundur.

Yükseltgenme basamakları hesaplanırken bazı kuralların bilinmesi ve uygulanması gerekmektedir. Bu kurallar şöyledir:

– 1A grubu elementleri +1, 2A grubu elementleri +2, 3A grubu elementleri +3 yükseltgenme basamağına sahiptir.
– Element halindeki atom ya da moleküllerin yükseltgenme basamakları sıfırdır. Na Fe Bileşiklerde oksijenin yükseltgenme basamağı -2’dir. Peroksitlerde (HO) yükseltgenme basamağı -1 ve OF bileşiğinde +2’dir.
– Hidrojen bileşiklerinde genellikle +1 yükseltgenme basamağına sahiptir. Metal hidrürlerde ise -1’dir (metal hidrürlere örnek NaH, MgH).
– Florun yükseltgenme basamağı -1’dir.
– Bütün bileşiklerde atomların yükseltgenme basamakları toplamı sıfıra, köklerde ise atomların yükseltgenme basamakları toplamı kökün yüküne eşittir.

D Bloğu Elementlerinin Yükseltgenme Basamağı

D grubu elementlerinin orbital dağılımlarını incelediğimizde son 2 orbitalinin {ns (n-1)d} (n=periyot) orbitallerinden oluştuğunu gözlemlemekteyiz. D bloğundaki çoğu element elektron verdiği durumda elektronlarını öncelikle S orbitalinden daha sonra d orbitalinden vermektedir.

Örneğin, Co atomu Co⁺³ şeklinde elektron vereceği zaman, öncelikle 2 tane elektronunu 4s orbitalinden, daha sonra 1 tane elektronunu 3d orbitalinden vermektedir.

TYT Kimya Konuları Konu Dağılımı için tıklayınız.

AYT Kimya Konuları Konu Dağılımı için tıklayınız.