KUANTUM SAYILARI Atomların içindeki elektronların dalga karakterinin matematik incelenmesinden her elektronun kuvantum sayıları denen dört sayıyla temsil edileceği ortaya çıkmıştır. 1. Baş kuantum sayısı (n): Temel enerji seviyelerini gösterir. “n” ile ifade edilir ve tam sayılardır (n= 1,2,3…) (K, L, M, …. ile de gösterilir; n=1, K tabakasını; n=2, L tabakasını; n=3, M tabakasını gösterir)

2.Yan kuantum sayısı (Orbital kuantum sayısı)( l ): Bu sayı alt enerji seviyerlerini ifade eder, ana enerji seviyesinden elektrik alanı ile ayrılan alt enerji seviyelerini gösterir ve “l” ile ifade edilir. Bu alt enerji seviyeleri s, p, d, f dir. Elektriki alanda bu ayrılmaya Stark efekti denir.

Ana enerji seviyelerinin alabileceği alt enerji seviyeleri aşağıda gösterilmiştir: n=1 l=s n=2 l= s,p n=3 l= s,p,d n=4 l= s,p,d,f Orbitaller için orbital kuvantum sayısı l = n – 1 dir. Örneğin; n = 1 de l = n – 1 = 1 – 1 = 0 dır. Yani sadece s alt enerji seviyesi bulunabilir. n = 2 de l = n – 1 = 2 – 1 = 1 dir. Yani s ve p alt enerji seviyesi bulunabilir. n = 3 de l = n – 1 = 3 – 1 = 2 dir. Yani s, p, d alt enerji seviyesi bulunabilir. n = 4 de l = n – 1 = 4 – 1 = 3 dir. Yani s, p, d, f alt enerji seviyesi bulunabilir.

3. Manyetik kuantum sayısı ( 𝒎 𝒍 ): Bir enerji seviyesinin manyetik alanda yönlenmesini ifade eder. Alev spektrumu üzerine manyetik alan uygulandığında alt enerji seviyelerinin de daha alt enerji seviyelerine ayrıldığı görülmüştür. Bunlar “ 𝐦 𝑙 “ ile gösterilir. s orbitali küresel bir yapıya sahip olduğu için manyetik alanda ayrılmaya uğramaz. Bu nedenle s orbitali için 𝐦 𝑙 = 0 dır.

p orbitali 3 eksen üzerinde yer aldığı için 3’e ayrılır ve 𝐦 𝑙 = +1, 0, –1 py px pz şeklinde gösterilir. d orbitali 5 tane olduğu için 5’e ayrılır ve bunlar; 𝐦 𝑙 = +2, +1, 0, –1, –2 dz2 dx2-y2 dxy dxz dyz şeklinde gösterilir. f orbitali ise 7 tane olduğu için 7 ‘ye ayrılır. 𝐦 𝑙 = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3

4.Spin kuantum sayısı (ms ): Bu sayı elektronların spinlerini ifade etmek için kullanılır. Genellikle sayısal olarak, + 1 2 ,veya – 1 2 değerini al𝚤r. Elektron spininin yönüne göre + 1 2 ,veya – 1 2 değerini alır. Çoğu zaman ( ) birbirine zıt yönlü oklarla gösterilirler. Kuantum sayıları, elektronların orbitallerdeki yerleşimlerini gösterir. Bu bir elektronu tarif etmek gibidir.

Manyetik kuantum sayısı Baş kuantum sayısı n Yan kuantum sayısı l Manyetik kuantum sayısı 𝐦 𝑙 Spin kuantum sayısı ms  Elektron sayısı 1 0 (1s) +1/2, –1/2 2 2e– 2 0 (2s)   1 (2p) –1 2 6e– +1 3  0 (3s) 1 (3p) 2 6e– 2 (3d) –2 2 10e– +2

ELEKTRONLARIN ORBİTALLERE YERLEŞMELERİ Atomlar meydana gelirken elektronlar çekirdek etrafında belli kurallara göre çeşitli enerji seviyelerine yerleşmişlerdir. Pauli prensibi: Bir atomda 4 kuvantum sayısı aynı olan 2 elektron bulunamaz. En azından elektronların spinleri farklıdır. Ayrıca bir orbirale 2 den fazla elektron giremez. Pauli 'ye göre, bir orbitale spini +1/2 olan bir elektron yerleşmişse, aynı orbitale yerleşen ikinci elektronun spini mutlaka ters yönde, yani -1/2 olmalıdır. Aksi takdirde elektronlar bir arada bulunamazlar.

Hund kuralı: Elektronların orbitallere yerleşirken önce birer birer, daha sonra ikinci elektronların girmesi gerektiğini belirtir. Örneğin p orbitalinde spinleri farklı 6 elektron vardır. Yani bir orbitale 1 elektron girdikten sonra elektronlar çiftleşmeye başlar. Çünkü aynı orbitalde bulunan 2 elektronun birbirini itmesi ile kazanılan enerji genellikle bir üst alt tabakanın baş orbitali ile olan enerji farkından daha düşük olmaktadır. Aufbau prensibi: (Building up prensibi): Elektronlar orbitallere yerleşirken önce baş kuvantum (n) ve orbital kuvantum (l) sayıları toplamı küçük olan gruba girerler. Eğer bu toplam eşit ise önce elektronlar baş kuvantum sayısı küçük olan orbitale yerleşir. Eğer toplamlar eşit ise öncelikle n ‘si küçük olana girer.

Örneğin; 3d ve 4s orbitalleri boşsa elektron önce hangisine girer? 3d için n + l = 3 + 2 = 5 4s için n + l = 4 + 0 = 4 olur ve elektron önce 4s ‘e girer. Örneğin; 3d, 4p ve 5s orbitalleri boşsa elektron önce hangisine girer? 3d için n + l = 3 + 2 = 5 4p için n + l = 4 + 1 = 5 5s için n + l = 5 + 0 = 5 olur ve üçü de eşit olduğu için elektron öncelikle n‘i küçük olan 3d‘ye girer.

Bu prensibe göre elektronların enerji seviyelerine yerleşimi grafik halinde aşağıdaki gibi görülebilir

Orbitaldeki elektron sayısını belirtir Açısal momentum kuantum sayısını belirtir Baş kuantum sayısını belirtir

Elektronların element atomlarındaki yerleşimleri aşağıdaki gibidir; [1H] = 1s1 [2He] = 1s2 [3Li] = 1s2 2s1 [5B] = 1s2 2s2 2p1 [6C] = 1s2 2s2 2p2 [9F] = 1s2 2s2 2p5 [10Ne] = 1s2 2s2 2p6 [11Na] = [Ne] 3s1 [12Mg] = [Ne] 3s2 [13Al] = [Ne] 3s2 3p1 [14Si] = [Ne] 3s2 3p2 [18Ar] = [Ne] 3s2 3p6 [19K] = [Ar] 4s1 [20Ca] = [Ar] 4s2

Geçiş elementlerinde; 21 numaralı Skandiyum ile başlayan ve 10 arlı üç sıra halinde periyodik sistemde yer alan geçiş elementlerinde elektronlar öncelikle üst seviyelerine girmiş daha sonra alt enerji seviyelerine girmiştir. Geçiş elementlerinin 1. sırasında bulunan elementlerin atomlarında elektronlar önce 4s yörüngesine girmiş ve doldurmuş daha sonra 3d orbitallerine elektronlar girmeye başlamışlardır: [21Sc] = [Ar] 4s2 3d1 [23V] = [Ar] 4s2 3d3 [24Cr] = [Ar] 4s1 3d5 olur, [Ar] 4s2 3d4 olmaz . Çünkü d orbitallerin herbirisinde 1 er elektron olması yarı kararlı hali oluşturur. Atom yarı kararlı hale gelmeyi tercih eder.

Sonraki elektron öncelikle 4s ‘e girer ve 4s dolmuş olur Sonraki elektron öncelikle 4s ‘e girer ve 4s dolmuş olur. Mn atomu böyledir: [25Mn] = [Ar] 4s2 3d5 Sonra elektronlar d orbitallerine girmeye devam eder; [26 Fe] = [Ar] 4s2 3d6 [28 Ni] = [Ar] 4s2 3d8 [29Cu] = [Ar] 4s1 3d10 olur, [Ar] 4s2 3d9 olmaz. Çünkü d orbitallerin herbirisinde 2 şer elektron olması tam kararlı hali oluşturur. Atom bu hale gelmeyi tercih eder.

Sonraki elektron öncelikle 4s‘e girer ve 4s dolmuş olur Sonraki elektron öncelikle 4s‘e girer ve 4s dolmuş olur. Geçiş elementlerinin birinci sırasındaki son element çinkonun atomik yapısı böyledir: [30Zn] = [Ar] 4s2 3d10 Sonra 4p orbitallerine elektronlar yerleşmeye başlar: [31Ga] = [Ar] 4s2 3d10 4p1 [32Ge] = [Ar] 4s2 3d10 4p2 [36Kr] = [Ar] 4s2 3d10 4p6 [37Rb] = [Kr] 5s1 [38Sr] = [Kr] 5s2

Sonra Geçiş elementlerinin ikinci sırası gelir Sonra Geçiş elementlerinin ikinci sırası gelir. Geçiş elementlerinin genel özellikleri gözlenmeye başlar. [39Y] = [Kr] 4d1 5s2 [40Zr] = [Kr] 4d2 5s2 [41Nb] = [Kr] 4d4 5s1 ([41Nb] = [Kr] 4d3 5s2 olmaz) sonra d ye girer: [42Mo] = [Kr] 4d5 5s1 [43Tc] = [Kr] 4d5 5s2 [44Ru] = [Kr] 4d7 5s1 ([44Ru] = [Kr] 4d6 5s2 olmaz) sonra d ye girer: [45Rh] = [Kr] 4d8 5s1 [46Pd] = [Kr] 4d10 [47Ag] = [Kr] 4d10 5s1 [48Cd] = [Kr] 4d10 5s2

Sonra 4p orbitallerine elektronlar yerleşmeye başlar: [49In] = [Kr] 4d10 5s2 5p1 [50Sn] = [Kr] 4d10 5s2 5p2 [53I] = [Kr] 4d10 5s2 5p5 [54Xe] = [Kr] 4d10 5s2 5p6 [55Cs] = [Xe] 6s1 [56Ba] = [Xe] 6s2 [57La] = [Xe] 6s2 5d1

Bundan sonra Lantanidler (iç geçiş elementleri) başlar ve 72 numaralı Hf ‘a kadar devam eder (14 lü sıra). f yörüngelerine elektronlar girmeye başlar:   [58Ce] = [Xe] 4f1 5d1 6s2 [59Pr] = [Xe] 4f3 6s2 ([59Pr] = [Xe] 4f2 5d1 6s2 olmaz) [60Nd] = [Xe] 4f4 6s2 [62Sm] = [Xe] 4f6 6s2

[63Eu] = [Xe] 4f7 6s2 [64Gd] = [Xe] 4f7 5d1 6s2 ([64Gd] = [Xe] 4f8 6s2 olmaz) [65Tb] = [Xe] 4f9 6s2 [66Dy] = [Xe] 4f10 6s2 [71Lu] = [Xe] 4f14 5d1 6s2 Sonra Geçiş elementlerinin 3. sırası başlar: [72Hf] = [Xe] 4f14 5d2 6s2 [77Ir] = [Xe] 4f14 5d7 6s2 [78Pt] = [Xe] 4f14 5d9 6s1 ([78Pt] = [Xe] 4f14 5d8 6s2 olmaz) [79Au] = [Xe] 4f14 5d10 6s1 [80Hg] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 olur ve geçiş elementlerinin 3. Sırası tamamlanır.

Sonra p orbitallerine elektronlar girer: [81Tl] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1 [82Pb] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2 [85At] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5 [86Rn] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6 Sonra 7s orbitallerine elektronlar girer: [87Fr] = [Rn] 7s1 [88Ra] = [Rn] 7s2 [89Ac] = [Rn] 6d1 7s2

Sonra Aktinidler (iç geçiş elementleri) başlar ve 104 numaralı Rf ‘ye kadar f orbitallerine elektronlar girer: [90Th] = [Rn] 6d2 7s2 [91Pa] = [Rn] 5f2 6d1 7s2 [92U] = [Rn] 5f3 6d1 7s2 [94Pu] = [Rn] 5f6 7s2 ([94Pu] = [Rn] 5f5 6d1 7s2 olmaz) [95Am] = [Rn] 5f7 7s2 [96Cm] = [Rn] 5f7 6d1 7s2 ([96Cm] = [Rn] 5f8 7s2 olmaz) [97Bk] = [Rn] 5f9 7s2 ([97Bk] = [Rn] 5f8 6d1 7s2 olmaz) [98Cf] = [Rn] 5f10 7s2 [102No] = [Rn] 5f14 7s2 [103Lr] = [Rn] 5f14 6d1 7s2 [104Rf] = [Rn] 5f14 6d2 7s2

Asal gazlarda En dış yörüngeleri elektronlar tarafından doldurulduğu için kararlı bir yapıya sahiptirler. Başka element atomları ile ortaklık yapma gereksinimleri yoktur. Dolayısıyla başka elementler ile bazı istisnalar dışında bileşik meydana getirmezler. Oktet kuralı (8 li) geçerlidir ve son yörüngelerinde 8 elektron bulunur (He hariç). [2He] = 1s2 [10Ne] = [He] 2s2 2p6 [18Ar] = [Ne] 3s2 3p6 [36Kr] = [Ar] 3d10 4s2 4p6 [54Xe] = [Kr] 4d10 5s2 5p6 [86Rn] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6

Alkali metallerde, son yörüngelerdeki s orbitallerinde birer elektron vardır: [3Li] = [He] 2s1 [11Na] = [Ne] 3s1 [19K] = [Ar] 4s1 [37Rb] = [Kr] 5s1 [55Cs] = [Xe] 6s1 [87Fr] = [Rn] 7s1  

Toprak alkali metallerde 4 numaralı Be ile başlayıp aşağıya doğru 88 numaralı Radyum’a kadar dizilen bu grup elementlerin atomlarında; son yörüngelerdeki s orbitallerinde ikişer elektron vardır: [4Be] = [He] 2s2 [12Mg] = [Ne] 3s2 [20Ca] = [Ar] 4s2 [38Sr] = [Kr] 5s2 [56Ba] = [Xe] 6s2 [88Ra] = [Rn] 7s2

Halojenlerde 9 numaralı F ile başlayıp aşağıya doğru 85 numaralı Astatin’e kadar dizilen bu grup elementlerin atomlarında; son yörüngelerdeki p orbitallerinde beşer elektron vardır: [9F] = [He] 2s2 2p5 [17Cl] = [Ne] 3s2 3p5 [35Br] = [Ar] 4s2 3d10 4p5 [53I] = [Kr] 4d10 5s2 5p5 [85At] = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5  

Atomik yapıdan elektron ayrıldığında yani iyonlaşma meydana geldiğinde; ayrılan elektronlar en dış yörüngedeki elektronlardır. Aufbau prensibine göre geçiş elementlerinde olduğu gibi iç enerji seviyelerinde boşluk varken elektronlar önce dış yörüngeye girmekte daha sonra iç enerji seviyelerine girmektedirler. Elektronlar ayrılırken öncelikle en dış yörüngede bulunan elektronlar ayrılır. Örneğin; Titanyum’un elektronik konfigürasyonu [22Ti] = [Ar] 4s2 3d2 şeklindedir. Ti2+ iyonu meydana gelirken ayrılan 2 elektron sonradan girdiği 3d yörüngesinden değil en dış yörünge olan 4s den ayrılmaktadır [Ti2+] = [Ar] 3d2 olur.

ATOM YARIÇAPI Elektron bulutları keskin bir sınıra sahip değillerdir. Fakat atomlar katıları veya molekülleri oluşturmak üzere bir araya geldiklerinde, çekirdekleri arasında belli bir uzaklık bulunmaktadır. Bir elementin atom yarıçapı; komşu iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır. Atom yarıçapını oluşturan iki faktör vardır; Elektronların enerji seviyelerine yerleşmesi Elektron ile çekirdek arasındaki çekim kuvveti Peryodik sistemde atom yarıçapları soldan sağa doğru gidildikçe azalır, yukarıdan aşağıya doğru artar. Atom çapının sağa doğru azalması: hem (+) hem de (-) yüklerin miktarı arttığı için çekim kuvveti artar ve yarıçap normalden küçük olur.

Yukarıdan aşağıya inildikçe atom yarıçapının artmasının nedeni, atom numaralarının artması nedeniyle aralarındaki farkın büyümesidir. Dış enerji seviyelerine elektron yerleştikçe çekirdeğin en dış yörüngeye uygulayacağı çekim kuvveti daha azalır. Çünkü oradaki elektronlar engelleme özelliği gösterirler.

Atom numarası: Periyodik sistemde sağa doğru gidişte atom numarası teker teker artarken aşağıya doğru fazla sayıda artar. Atom numarasının artışı elektronların daha üst enerji seviyelerine girmesi anlamına gelmektedir. En dış yörüngedeki elektron ile çekirdek arasındaki mesafe sağa doğru azalırken aşağıya doğru daha fazla artacaktır. Çekirdek ile elektronlar arasındaki çekim: Atom numarasının artması atomdaki elektron sayısının ve çekirdekteki proton sayısının da artması demektir. Böylece çekirdeğin, en dış yörüngedeki elektrona uygulayacağı elektrostatik çekim gücü (yani + yük ile – yük arasındaki çekim gücü) ‘ün artması demektir.

Ama çok fazla sayıda elektronun yörüngelere yerleşmesi daha iç enerji seviyelerinde elektronların fazla sayıda bulunması demektir. Bu da en dıştaki elektrona çekirdeğin uyguladığı çekimin önünü kesecektir. Bu sayılan faktörler ışığında; atom yarıçapının periyodik sistemde sağa doğru gidildikçe azalmasının nedeni: Artan elektron ve proton sayısı nedeniyle aralarındaki elektrostatik çekim gücü nedeniyle son yörüngedeki elektronun çekirdeğe daha fazla çekilmesidir:

3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 3 4 5 6 7 8 9 10 (Toplam elektron)   Örneğin: 3Li …… 5B ..…. 9F Yarıçap: 1.23 Ao 0.80 Ao 0.72 Ao

Atom yarıçapının periyodik sistemde aşağı doğru gidildikçe artmasının nedeni ise elektronların daha dış yörüngelere girmesi ve en dış yörüngedeki elektronun çekirdekten daha uzakta bulunmasıdır. Ayrıca aynı yüklü elektronların birbirlerini itmesi de bu genişlemeye etki eden başka bir faktördür.

Lantanit büzülmesi: Lantanitler sırasındaki elementlerde gözlenir. İç geçiş elementlerinde (n-2)f elektronları, bu orbitaller daha dağınık olduğundan, ns elektronlarını etkin şekilde perdeleyemez ve bu nedenle yarıçaplarında düzenli bir küçülme olur ve buna lantanit büzülmesi adı verilir.  

Ao olarak: La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb 1.69 1.65 1.65 1.64 – 1.66 1.85 1.61 1.59 Dy Ho Er Tm Yb Lu 1.59 1.58 1.57 1.56 1.70 1.50

İYONLAŞMA POTANSİYELİ (ENERJİSİ) Temel haldeki bir atomdan bir elektronun uzaklaştırılabilmesi için verilmesi gerekli enerjiye denir. İyonlaşma potansiyeli genellikle eV olarak ölçülür. Bu potansiyelin (1eV) değeri atom başına 3,829x10-20 kaloridir. Atom gram başına ise; 6,02x1023 x 3,829x10-20 = 23,06 Kcal dir. İyonlaşma potansiyeli peryodik sistemde sağa doğru gidildikçe artar. Aşağıya doğru inildikçe azalır.

Elektronların enerji seviyelerine yerleşmesi Çekirdek ile en dış yörüngedeki elektronlar arasındaki çekim kuvveti 3Li (5.4 eV) artar 10Ne (21.6 eV) 11Na (5.1 eV) 18Ar (15.8 eV) 55Cs (3.9eV) 86Ra (10.7eV) azalır

Elektron Affinitesi (Elektron ilgisi) Atomların elektron alabilme özelliğidir. Nötral bir atom bir elektron aldığı zaman açığa çıkardığı enerjiye elektron ilgisi denir. Örneğin halojenürler için elektron ilgi değerleri F- 3.6 Cl- 3.75 Br- 3.53 I- 3.2

Peryodik sistemde sağa doğru gidildikçe elektron ilgisi artar Peryodik sistemde sağa doğru gidildikçe elektron ilgisi artar. Bu artmanın nedeni proton sayısının artmasıdır. Yukarıdan aşağıya inildikçe kabuk sayısının artması nedeniyle elektron ilgisi azalır.