ATOMUN KÜTLESİ Rutherford, çekirdekteki + yüklü parçacığı proton olarak adlandırdı. Yaptığı deneylerde protonların, atom çekirdeğinin kütlesinin yaklaşık yarısını oluşturduğunu gözlemiştir. 20. yüzyılın başlarında kütle spektrometresi icat edildi. Hemen bütün elementler için kullanıldı. Bu teknikle ölçüm sayesinde bir elementin tüm atomlarının aynı kütleye sahip olmadıkları görülmüştür. Neon’un kütlesi (3,3x10-23 g), Hidrojenin kütlesinden (1.67x10-24 g) 20 kat büyüktür. Ama yapılan bu ölçümler sonucu bazılarının 21 kat bazılarının da 22 kat fazla oldukları saptanmıştır. Bu 3 tür atomunda atom numaraları aynıdır (Neon’dur.)

Belli bir elementin atomları arasındaki kütle farkları, araştırmacıları çekirdekte üçüncü bir parçacık varlığını kabule götürmüştür. Chadwick 1932 yılında, yüksüz olması nedeniyle nötron adı verilen bu parçacığı deneysel verilerle kanıtlayarak bulmuştur. Chadwick nötron oluşturan bazı çekirdek reaksiyonlarından yararlanarak nötronun kütlesini hesaplamıştır. Bu hesaplamaya göre nötronun kütlesini 1.6749 10–27 kg ve protonun kütlesini ise 1.6726 10–27 kg olarak bulmuştur.

Frederick Soddy yaptığı çalışmalar sonucunda aynı elementin değişik kütleli atomlarının varlığını bulmuştur ve bunlara izotop adı verilmiştir. Atom numaraları aynı fakat kütleleri farklı olan atomlara izotop denilmektedir. İzotop kavramı esas olarak Chadwick 'in nötronu keşfetmesi ile kabul görmüştür. İzotoplar ancak kütle spektrometrisi ile birbirlerinden ayrılabilirler, çünkü kütle spektrometresi kütle farklılıklarına göre ayrım yapabilir. 1912 yılında J.J.Thomson geliştirdiği kütle spektrometresi yardımıyla ilk kez izotopları birbirlerinden ayırmayı başarmıştır.

Kütle Spektrometrisi Yükü e olan bir tanecik V potansiyelinin etkisi altında e.V kadar bir enerji kazanır. Bu enerji kinetik enerji haline dönüşür ve parçacığın kinetik enerjisi 1/2 mv2 olur. eV = 1/2 mv2 eşitliğinden taneciğin hızı v= 2eV m ve   v2 = 2eV / m olur.

Şiddeti H olan bir magnetik alan içinde hareket eden tanecğin yük/kütle oranı parçacığın alan etkisiyle üzerinde hareket ettiği dairenin r yarıçapına, şeklinde bağlıdır. Bu bağıntıda v’nin yerine değeri konulursa; e / m = 2V / H2 r2 elde edilir. Yükü az olan tanecikler yollarından daha çok saparlar. Yük/kütle oranları farklı olan tanecikler kütle spektrometrisi ile ayrılırlar. Pratikte kütle spektrometrisi ancak belirli bir daire yayı üzerinde hareket eden iyonları yakalayan sabit bir toplayıcı ile çalışır. Manyetik alanın ve potansiyelin şiddetini değiştirerek belirli yük/kütle değerine sahip iyonlar toplayıcı üzerinde odaklanabilir. Belirli bir demet için yük/kütle değerleri farklı geçişler elde edilebilir. e / m = v / H.r

Böylece kütleleri (m/e oranları) farklı parçacıklar birbirlerinden ayrılarak kütle spektrumunda görülebilirler. Dolayısıyla izotoplar bu yöntemle birbirlerinden ayrılabilirler.

Örneğin neon gazı üzerinde yapılan deneylerde elde edilen sonuçlara bakıldığında m/e oranı (e = 1 olduğu için bu doğrudan m, yani kütle olarak alınabilir) + 4.81 103, + 9.62 103 ve + 4.30 103 Kulon g–1 olarak bulunmuştur. 2. Değer 1. değerin tam iki katıdır. Bu verilere göre araştırmacılar önce 1 e– sonra 2 e– ayrıldığını düşünmüşler ama 3. değere bakıldığında 3. elektronun ayrıldığı söylenememiş. Farklılığın nedenleri araştırılmış ve farklılığın izotoplardan kaynaklandığı anlaşılmıştır. Diğer bir deyişle Neon elementi birbirlerinden farkı olmayan atomlardan yani izotoplardan meydana gelmiştir. Böylece izotopların varlığı kütle spektrumlarındaki m/e oranlarına bakılarak ortaya çıkarılmıştır.

Örneğin oksijen atomunun izotopları 16O, 17O, 18O gibi Örneğin oksijen atomunun izotopları 16O, 17O, 18O gibi. Bu izotopların kütleleri aşağıdaki gibidir: 16O = 15.9946 akb bulunma % si = % 99.759 17O = 16.9991 akb bulunma % si = % 0.037 18O = 17.9991 akb bulunma % si = % 0.204 Doğal oksijen için hesaplamalarda kullanılan atom kütlesi, bu üç izotopun kütlelerinin ortalamasıdır. Yani; her 100.000 oksijen atomundan: 99.759 tanesi 16O 37 tanesi 17O 204 tanesi 18O izotopudur. Her izotopun sayısı kütlesi ile çarpılır ve çarpım sonuçları toplanıp 100.000’e bölünürse oksijen için ortalama kütle olarak 15,9994 akb çıkar.

akb (atomik kütle birimi): 12C nin kütlesi tam 12 akb alınarak bunun 1/12 ‘sinin 1 akb olarak alınması kabul edilmiştir. 12C nin kütlesi tam 12 akb olduğu için ve bir atom gramında da Avogadro sayısı kadar (6.02 1023) atom bulunduğuna göre bir C atomunun ağırlığı: 12 / 6.02 1023 = 1.99 10–23 g ve bunun 1/12 si 1.99 10–23 / 12 = 1.66 10–24 g dır. Yani; 1 akb = 1.66 10–24 g dır. Bir atomun bütün kütlesi çekirdekte toplanır. Ama çekirdekden çekirdeğe geçişte 1 ‘e 1 değişim olmaz. Örneğin: İzole edilmiş halde; proton kütlesi = 1.00728 akb nötron kütlesi = 1.00867 akb elektron kütlesi = 0.000549 akb olarak bulunmuştur. 12C 12.0000 akb 13C 13.0034 akb dir. 12C 12.0000 akb 12N 12.0187 akb dir.

Bir atom çekirdeği proton ve nötrondan meydana gelmiştir. Atom numarası= proton sayısı = Z Nötron sayısı = n dir Atom kütlesi = Z+n dir Bir atom örneğin 𝟖 𝟏𝟖 𝐎 şeklinde gösterilir. Burada 8, oksijen elementinin atom numarasını, 18 ise atomik kütlesini göstermektedir. Böyle bir çekirdekteki nötron sayısı 18 – 8 = 10 dur. İzotoplarda değişen nötron sayısıdır. Örneğin atom numarası 6 olan karbon’un izotoplarında: 𝟔 𝟏𝟐 𝐂 de 6 proton + 6 nötron, 𝟔 𝟏𝟑 𝐂 de 6 proton + 7 nötron vardır.

ATOMİK SPEKTROSKOPİ Kimyasal reaksiyonlarda çekirdeğin etrafında yer alan elektronlar etkileşir. Elementlerin kimyasal özellikleri elektronlarının düzenine bağlıdır. Elektronların düzenini bulmak için atomik spektroskopiden yararlanılır. Elektronlar atom içerisinde belli enerji seviyelerinde bulunurlar ve yeterli enerjiyi aldıklarında daha yüksek enerjili üst enerji seviyelerine çıkarlar ve sonra önceki enerji seviyelerine dönerler. Dönerken de aldıkları enerjiyi geri verirler ve bu enerji ölçülebilir. Ölçülen değerlerden faydalanılarak elektronların enerji seviyelerindeki yerleşimleri hakkında bilgi edinilir.

Beyaz ışık bir prizmadan geçirilirse, şiddetleri yavaş yavaş değişen çeşitli renklerden meydana gelen devamlı bir spektrum elde edilir. Bu ışınların tümü dalga boylarına göre sıralandığında elektromanyetik spektrum ortaya çıkar. Elektromanyetik spektrumda dalga boyları aralıkları belli adlarla anılır. Çünkü bu aralıklardaki ışınlar atom veya moleküllerde bazı değişimlere neden olurlar. Spektrumun kırmızı tarafı küçük enerjiye, küçük frekansa ve uzun dalga boyuna, mavi tarafı ise büyük enerjiye, büyük frekans ve kısa dalga boyuna karşılık gelir. Gözle görülen ışığın enerjisi bu iki enerjinin arasında düşer. Yüksek enerjili olan UV ışınları mor ötesi, düşük enerjili olan IR ışınları kızıl ötesi bölgede yer alırlar.

Ancak beyaz ışık yerine herhangi bir elementin çok yüksek sıcaklığa kadar ısıtılmış gaz hali kullanılırsa, spektrum bu kez kesikli olarak meydana gelir. Kesikli spektrumlar elementten elemente değişirler ve eldeki elementlerin enerji seviyelerini karakterize ederler. Bir element ısıtıldığı zaman atomları farklı enerjili seviyelere çıkar ve belirli bir frekansta ışık yayarak tekrar düşük enerjili hallerine dönerler. Bu frekanslar atomdaki çeşitli enerji seviyelerinin varlığını açıklar. Yalnızca bir elektron bulunan Hidrojen atomunu üzerinde ilk çalışmalar yapılmıştır.

Hidrojen, alev ile uyarılmış ve sonra salınan enerjiler bir prizmadan geçirilerek bir fotoğraf filmi üzerine düşürülmüştür. Bunun sonucunda fotoğraf filmi üzerinde inceli-kalınlı ve ayrık-bitişik çok sayıda çizginin meydana geldiği gözlenmiştir. Elde edilen çizgi dizisine çizgi spektrumu adı verilmiştir.

Balmer, hidrojenin spektrumunda görünür bölgedeki çizgiler arasındaki aralıkların büyük dalga boylarından küçük dalga boylarına doğru gidildiğinde düzenli olarak küçüldüğünü gözlemiş ve bunun dalga boyunun fonksiyonu olduğunu söylemiştir. Rydberg, bu düzenliliğin dalgaboyu değil dalga sayısının (1/ λ) fonksiyonu olduğunu göstermiş ve Rydberg sabiti (R=10973731.568 m–1) ile bir bağlantı kurmuştur: 1 λ = R 2 2 – R n 2 2 n 2 = 3, 4, 5, ……. (n2 = daha yüksek enerjili üst enerji seviyesi)

Buradan; 𝑣=3.29 10 15 1 2 2 – 1 n 2 2 n 2 = 3, 4, 5, ……. bulunmuştur.  

Hidrojenin çizgi spektrumu incelendiğinde elektromanyetik spektrumun çeşitli bölgelerinde seri çizgiler bulunmuştur. Balmer, gözlemleri sonucunda görünür bölgedeki çizgilerin, elektronların üst enerji seviyelerinden 2. enerji seviyesine geçişlerine karşılık geldiğini bulmuştur. Buna karşılık Lyman, UV alandaki çizgi serisini inceledi ve bu bölgedeki çizgilerin, elektronların üst enerji seviyelerinden 1. enerji seviyesine yani temel hale geçişlerine karşılık geldiğini bulmuştur.

a = kendisine dönülen enerji seviyesi, b = kendisinden dönülen enerji seviyesini göstermek üzere: 𝑣=3.29 10 15 1 2 2 – 1 b 2 b= 3, 4, 5, …….(Görünür alan) 𝑣=3.29 10 15 1 1 2 – 1 b 2 b= 2, 3, 4, ……. (UV alanı) yazılabilir.

Seri a b Bölge Lyman 1 2,3,4 …. UV Balmer 2 3,4,5 …. Görünür Paschen 3 4,5,6 …. IR Brackett 4 5,6,7 …. Pfund 5 6,7,8 ….

BOHR ’UN ATOM MODELİ Atomun yapısı hakkında ilk ciddi teoriyi 1913 yılında Danimarka’lı fizikçi Niels Bohr ortaya attı. Bohr’un atom modelinde, çekirdekle elektron arasında meydana gelen elektriksel çekim kuvveti, elektron üzerindeki merkezkaç kuvveti ile dengelenmektedir. Aralarındaki uzaklık r, pozitif yükü Ze olan bir çekirdekle negatif yükü ‘e’ olan bir elektron arasında meydana gelen elektriksel çekim kuvveti; Z e 2 r 2

Kütlesi m, hızı v olan ve r yarıçaplı bir daire üzerinde hareket eden elektrona etki eden merkezkaç kuvvet ise; dir. Kuvvetler eşit olduklarından; (1) m v 2 r Z e 2 r 2 = m v 2 r

Bohr olayı açıklayabilmek için zamanında kabülü çok güç olan, elektronun açısal momentumunun ancak belirli değerler alabileceği kavramını ortaya atmıştır. Bohr’un ortaya koyduğu ve Şeklinde verdiği bu bağıntıya aynı zamanda kuvantum şartlanması da denir. Burada; n = tam sayılar (n=1, 2, 3, …..n), h ise Planc sabiti dir (6.62 10–27 erg.sn) 𝐦 𝐯 𝐫=𝐧 𝐡 2𝛑

Bu eşitlikten: v =n h 2 π m r olur. (1) Nolu eşitlikte yerine konulacak olursa: Z e 2 r 2 = m r n 2 h 2 4 π 2 m 2 r 2 elde edilir.   Buradan: r= n 2 h 2 4 π 2 m Z e 2 olur.

Bohr, bunlardan sabit olan h, π, m ve e ‘yi bir araya toplayarak yeni bir sabit elde etmiştir. Bu sabite ao = Bohr yarıçapı adını vermiştir ve ao = 0.529167 Ao olarak hesaplanmıştır. Buna göre: 𝐫= 𝐧 𝟐 𝐚 𝐨 𝐙 olur. Z yani atom numarası değiştikçe r de değişecektir. Bu, elektronların çekirdekten belli uzaklıklardaki dairesel yollar üzerinde hareket ettiklerini göstermektedir. Örneğin hidrojen için Z = 1 olduğuna göre dairesel yolların uzaklıkları n tam sayılar olduğu için; r = 1 ao, 4 ao, 9 ao mesafelerinde olduklarını ifade etmektedir. Bu nedenledir ki elektronlar birbirlerine çarpmadan hareketlerine devam edebilmektedirler.

Enerji seviyelerinin enerjisi: Elektronlar atomlarda belli enerji seviyelerinde bulunurlar. Bu, elektronların bulundukları enerji seviyesinin enerjisine sahip olmaları demektir. Buna göre; Elektronun kinetik enerjisi: 𝟏 𝟐 𝐦 𝐯 𝟐 dir. Elektronun potansiyel enerjisi: – Ze2 / r dir (İşaretinin – olmasının nedeni iki taneciğin birbirine yaklaşması sırasında potansiyel enerjinin azalmasıdır). Toplam enerji (E) = kinetik enerji + potansiyel enerji olduğu için; 𝐓𝐨𝐩𝐥𝐚𝐦 𝐞𝐧𝐞𝐫𝐣𝐢 𝐄 = 𝟏 𝟐 𝐦 𝐯 𝟐 – 𝐙 𝐞 𝟐 𝐫 olur.

Fakat tek bir enerji seviyesinin enerjisi kesin olarak hesaplanamaz ama iki enerji seviyesi arasındaki fark hesaplanabilir. Buna göre; a ve b gibi iki enerji seviyesi arasındaki fark (a =düşük enerjili olan seviye, b = yüksek enerjili olan seviye); E b – E a = – Z 2 e 2 2 n b 2 a o – – Z 2 e 2 2 n a 2 a o olur.

E b – E a = Z 2 e 2 2 a o 1 n a 2 – 1 n b 2 olur.   Eb – Ea = h . idi. Yerine konulursa: 𝑣= Z 2 e 2 2 a o h 1 n a 2 – 1 n b 2 olur. Temel enerji seviyesine yani 1. enerji seviyesine dönüşte; 𝑣= Z 2 e 2 2 a o h 1 1 – 1 n b 2 olur. Sabitler yerine konulduğunda; Z 2 e 2 2 a o h =𝟑.𝟐𝟗𝟎 𝟏𝟎 𝟏𝟓

bulunur ki bu değer Rydberg ‘in deneylerinde hesapladığı sabittir ve Bohr, Rydberg tarafından deneysel verilere göre hesaplanan bu değeri teorik olarak bilinen kuramlar üzerine kurmuş ve doğrulamıştır. Böylece Bohr; ilk defa modern atom modelini oluşturmuş ve atomun; + yüklü bir çekirdeğinin var olduğunu, elektronların bu çekirdek etrafında farklı enerji seviyelerinde yer aldığını ve çekirdekten belli uzaklıklarda bulunan bu seviyelerde dairevi yollar üzerinde birbirlerine çarpmadan hareket ettiklerini ortaya koymuştur.

Dolayısıyla elektronlar yeterli enerjiyi alarak daha yüksek enerji enerjili seviyelere çıkıp tekrar eski konumlarına dönebilirler. Dönüşlerinde de yükselirken aldıkları enerjiyi geri verirler. Salınan bu enerji de enerji seviyeleri arasındaki farka eşittir.