İlk Birkaç Elementin Taban Durumları Modern Fizik İlk Birkaç Elementin Taban Durumları Can Karakoç 120108027

Taban durumu enerjisi nedir? Bir elektronu koparmak için gerekli enerjidir. Iyonlaşma enerjisi olarak da bilinir. Atomun kararlılığının bir göstergesidir. Bu bölümde hidrojenden sodyuma kadar olan elementlerin taban durumunu inceleyeceğiz.

1s durumunda spinleri antiparalel iki elektron bulunur. H Hidrojenin taban durumu 1s düzeyinde bir elektron bulunur ve spini iki yönde de olabilir. Taban durumu enerjisi ise E=13.6eV dir. He Helyumun taban durumu 1s durumunda spinleri antiparalel iki elektron bulunur. Çekirdek yükü Z=2 olduğundan, helyumun 1s düzeyi hidrojene göre daha aşağıdadır. Bu iki elektron birbirini perdeler ve bu sebeple Zetkin çekirdek yükünün 2 olan değerinen az fakat yine de 1 den oldukça fazladır. Bu nedenle helyumdan bir elektron koparmak daha fazla enerji gerektirecektir ve bu enerji yaklaşık hidrojenin iki katıdır.

Hidrojen ve Helyum atomları

Atomun kararlılığının başka bir göstertegesi ise uyarılma enerjisidir. Atomların uyarılması demek; ısı, ışın, enerji ve manyetik alan gibi etkilerle elektronların yerlerinin değiştirilmesidir. 1. uyarılma enerjisi H ve He atomlarının ikisininde elektornu 1s den 2s düzeyine çıkarmak icin gerekli enerjidir. He’da bu enerji hidrojene kıyasla Z^2(etkin) kadar yaklaşık iki katıdır. Yanı iyonlaşma enerjileri oranıyla aynıdır He:19.8eV , H:10.2eV

Buradan He atomunun daha kararlı olduğunu görürüz. Aslında He atomu tüm atomlar içinde en büyük iyonlaşma ve uyarılma enerjisine sahip elementdir. Kimyasal olarak tamamen pasif, hiç bir reaksiyona girmeyen altı asal gazdan biridir. Cok önemli hatırlatma: Hidrojen ve helyum atomları arasindaki enerji ve yarıçap farkları helyumun çekirdek yükünün Z=2 oluşundan kaynaklıdır.

Lityuma geçtiğimizde z=3 pauli ilkesinden kaynaklanan başka bir fark ortaya çıkar. Lityumun 1s düzeyindeki elektronlari çekirdek yükü 3 olduğundan daha kuvvetli çeker. Kücük yarıcaplı yörünge olur. Fakat 3. elektron 2s düzeyinde zayıf bağlı olur. Bu sebeple iyonlaşma enerjisi oldukça küçüktür. Elektronu kolayca kaybedip iyonlaşabilir. Kimyasal aktivitesi yüksek.

Berilyum (z=4) çekirdek yükü daha büyük, Li’ye göre daha küçük yarıçaplı. Buna göre, Be atomunun iyonlaşma enerjisi Li’ye göre daha büyük 2s düzeyi dolu olan Be bir bakıma 1s düzeyi dolu olan He atomuna benzer fakat He nin iyonlaşması ve uyarılması cok daha zordur. Be’nin uyarılması( 2s düzeyinden 2p ye geçiş) sadace 2.7 eV gerektirir. Bu nedenle Berilyum He’ye kıyasla çok daha kolay bileşik oluşturur.

Bordaki 5. atom Pauli ilkesi doğrultusunda 2p düzeyinde olmalıdır. Be’den B’ye geçerken iki zıt etki birden gözlenir. 1) Z deki artış nedeniyle çekim daha fazla olup yarı çap azalır. 2) Son elektron daha uzakta bir yörünge üzerinde bulunur. İyonlaşma enerjisi açısından ikinci etki daha baskın olur. B: 8.3 eV , Be: 9.3 eV

4Be’den sonraki altı element ve incelemesi Bor Karbon Azot Oksijen Flor Neon Sembol 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

Bordan neona doğru devamlı atom numarası arttığı için iyonlaşma enerjisi de artar. Aynı sebeple yarıçapda azalır. Grafikten belli olduğu gibi Li – Na ve He – Ne aralarında bir paralellik vardır. Bu periodik davranışa bir örnektir. Helyum ve Neon kapalı kabuk adını alır. Lityum ve sodyuma ise kapalı kabuk arti bir atomları adı verilir. Bu atomların ilk altı tanesine alkali metali adi verilir. Florun iyonlaşma enerjisi 17.4 eV. Buna bakıldığında florun kimyasal yönden aktif olmayacağı sanılabilir. Fakat çekirdek yükü büyük olduğundan 6. bir elektronu daha bağlamak isteyecektir. Fazladan bir elektron alan F- iyonu kararlı olur. Bu elektron isteğine elektron afinitesi denir. Florun afinitesi 3.4 eV ( en yüksek 3. )

Diğer Elementler Ilk 11 elementin taban durumlarını inceledik. Benzer incelemeyi bu kısımda kalan 90 küsür elemen için tekrarlayacağız Buraya kadar çıkan özelliklerin nasıl tekrarlandığını göreceğiz.

11 den 18’e kadar olan elementlerin özellikleri, incelediğimiz 3 den 10’a kadar olanların özelliklerine benzemektedir. Fakat Potasyuma ( 19K) geçildiğinde durum daha karışık olur.

Potasyum (K) Elektronlarının 3p den sonra 3d düzeyine geçmesi beklenirdi. Küçük açısal momentumlu düzeylerin enerji azalması nedeniyle (11.3 de inceleyeceğiz), 4s düzeyi daha düşük enerjili olur.

Enerji düzeylerinin sıralanışını gösteren şematik diyagram.

O halde en düşük enerjili orbital daima s Diyagramda gördüğümüz gibi, 3s ve 3p düzeyleri birbirine yakın olduğu halde, 3p ile 4s arasında geniş bir aralik vardir. 3s ve 3p birlikte kapalı kabuk olur ve Ar soygazını oluşturur. 19K ise kapalı kabuk arti bir atomu yapısında olur. Li ve Na gibi alkali metaldir. Kapalı kabuk artı bir atomlarında kabuk dışında daima bir s orbital elektronu var. O halde en düşük enerjili orbital daima s Kapalı kabuk eksi bir atomlarında ise ( Halojenler) daima bir p orbitalinde elentron boşluğu vardır En yüksek enerjili orbital daima p

Geçiş elementleri 19K’dan sonra gelen Kalsiyumda (20Ca) 4s düzeyi doludur. Skandiyumdan (21Sc) itibaren 3d düzeyi dolmaya başlar. D düzeyi 10 elektron alabileceği için, 3d nin dolmasi 21Sc den 30Zn ye kadar sürer. Bu elementlere geçiş elementleri denir.

Geçiş elementleri denilen bu on element bir çok bakımdan benzer özellik gösterirler. Bunun nedeni 3d dalga fonksiyonlarının 4s den daha kücük bir yarıcapta maksimum oluşudur. Yani, 3d düzeyi dolarken bile 4s elektronları daha uzak yörüngede olurlar. Diğer atomlarla etkileşen elektronlar dış görüngede olduğundan, 21Sc den 30Zn ye kadar olan geçiş elemetlerinin kimyasal özellikleri benzerlik gösterir. *3d ve 4s elektronların radyal dağılımları 3d ye göre 4s 4 kez uzakta maksimum olur. Bu nedenle Geçiş elementlerinin kimyasal öz. 4s elektronlari ile belirlerinir.

Çinkodan (Zn) sonrası 30Zn’ye gelindiğinde 3d düzeyi dolmuştur ve 4p düzeyine geçilir. Galyumdan ( 31Ga) kriptona (36Kr) kadar olan dizi, 5B den 10Ne ye kadar olan 2p dizisi ve 13Al den 18Ar’ye kadar olan 3p dizisine benzer. Kr’den sonra 5. 6. ve 7. kabuklar dolar. Bu bölgede önemli bir özellik yoktur.

İyonlaşma enerjisi İyonlaşma enerjisinde 7N de görülen küçük piki açıklamak biraz zordur. 7N den 8O’ya geçerken önemli bir değişimden kaynaklanır. 3p düzeyindeki 3 elektron 2px , 2py , 2pz durumlarına yerleşirler. O halde , azotun 3 dış elektronu farklı yörüngelerde bulunurlar. Böylece aralarındaki elektrostatik iteme kuvvetini en aza indirirler. Buna göre, azot kararlı bir atom olup iyonlaşma enerjisi büyüktür. 15P den sonra gözlenen düşüş de aynı mekanizmadan kaynaklanır. *Oksijende ise, 4. elektron diğer üçünden birinin yanına spini antiparalel olarak gider. *Aynı yörüngedeki bu iki elektron arasinda kuvvetli bir elektrostatik itme oluşacağindan, iyonlaşma enerjisi azalır.

Atomik yarıçaplar Atomik yarıçaplarda da Z’ye göre beklenen eğilimi gösterir. Asal gazlara gelindiğinde minimum eğilim gösterilir. 21Sc den 30Zn’ye kadar olan azalma düzgün olur. 3d düzeyi dolarken daha büyük olan 4s düzeyinden atomik yarıçap hesaplanır. Z=57 den Z=71 e kadar olan azalmada aynı sebepten olur. (iç geçiş elementleri f orbitali)

Elektron afinitesi Atomun fazladan bir elektron alıp negatif iyona dönüşmesi sırasında verdiği enerji. Beklendiği gibi, halojenlerde afinite birden maksimum olur, soygazlarda birden sıfıra düşer. Kapalı alt kabuk atomlarında da ( örneğin Be, Mg ) afinite sıfıra düşer. Alt kabukları yarı dolu olan bazı atomlarda da afinite sıfırdır.

Quantum Mechanics -The electron Shells http://www.youtube.com/watch?v=Q9Sl1PYSyOw

Periyodik Cetvel

1869 da Mendelyev kendi adını taşıyan periyodik cetveli ortaya koydu. Bu tabloda elementler, periyodik özelliklerini en iyi sergileyecek şekilde sıralanmışlardı. Atomlar artan atom sayılarına göre soldan sağa dizilir ve bir kabuk bittiğinde ikinci satıra geçilir. Böylece, benzer atomlar düşey sütunlarda yer alırlar.

Periyodik cetvelin incelemesi Periyot denilen her yatay sırada aynı kabuktaki elementler yer alır. İlk periyotta sadece iki element sonraki iki periyotta sekizer element ve daha sonraki iki periyotta da 18 er element bulunur. 6. periyot z=55 den z=86 ya kadar olan 32 elementi içerir. Fakat yer kazanmak için bu periyodun z=57 den z=71 e kadar olan kısmı ayrı olarak alt tarafta gösterilir. Aynı nedenle 7. periyottaki z=89 dan z=103 e kadar olan elementler alt tarafta ayrı ikinci bir sırada gösterilir. *Grup denilen düşey sütunlarda elementler valans elektron düzenine göre sıralanırlar.

Ortadaki on grupta yer alan geçiş elementlerinde d düzeyleri doldurulur. İlk d düzeyi (3d) 4. kabukta başladığından geçiş elementleri 4. periyotta başlar 6. ve 7. kabukta f düzeylerinin (4f ve 5f) dolduğu iç geçiş elementleri yer alirlar. 4f elementlerine lantanlar veya nadir toprak elementleri denir. 5f elementleri Aktinitler.