ATOMLAR ile ilgili EKLER.

... konulu sunumlar: "ATOMLAR ile ilgili EKLER."— Sunum transkripti:

1 ATOMLAR ile ilgili EKLER

2 Atomlarla ilgili terimler ve açıklamalar:
Atomlar; proton ve nötronlardan oluşan çekirdek ve etrafında dönen elektronlardan oluşmuştur. Tipik halde bir atomun çapı m ve çekirdeğin çapı ise m mertebesindedir. Proton ve nötron aynı kütleye sahip olup elektrondan 1840 misli daha ağırdır (mp:1, g; me:9, g). Elektrik yükü olarak ise nötron elektrik yüksüz, proton ile elektron tamamiyle zıt yüklü olup proton (+), elektron ise (-)’dir. Yük değerleri ise eşit olup 1, C’dur. Bir elementin atomunda Z adet proton ve N adet nötron bulunduğu göz önüne alındığında; o elementin Atom Numarası Z olup Kütle numarası ise A = Z + N’dir. Atom numarası aynı, kütle numarası farklı türlere o elementin “İzotopları” denir (5927Co; 6027Co). Böylece farklı nötronlardan dolayı aynı elementin değişik atomik kütle numaralarıyla karşılaşılabilir.

3 Atom yapısını şematize edebilmek için, yetersiz olmakla birlikte BOHR modelinden istifade edilir. Burada elektronlar çekirdek etrafında belirli dairesel yörüngelerde (enerji seviyelerinde) dönerler. Elektronlar yüksek enerji seviyesinden düşük bir enerji seviyesine atladığında radyasyon yayarlar. Düşük enerji seviyesinden yüksek bir enerji seviyesine geçtiklerinde ise belirli bir radyasyon enerjisi absorplarlar (yutarlar). En = - (13,6. Z2 / n2) eV (BOHR Denklemi) Hidrojen atomunun elektronunu temel durumdan ( E1, yani n=1) ayırarak; E3 enerji düzeyine getirmek için dışardan ne kadar enerji verilmesi gerekir: Z = 1 (Hidrojen 1 protona sahiptir). DE = E3 - E1 = - (13, / 32) – (-(13, / 12)) = 12,1 eV Tersi durumda ise söz konusu enerji Elektromanyetik dalga halinde açığa çıkar. DE = h n = h (C/l) n : Enerji Frekansı h: Planck Sabiti (6, J.s) l: Dalga boyu; C: Işık hızı

4 Ana kabuklar: n = 1,2,3,4,….. (Ana kuantum sayıları)
Günümüzde esas olan teoride ise Dalga Mekaniği geçerlidir. Burada elektronların kesin yörüngeleri yoktur, sadece belirli noktalardan geçme olasılıkları hesaplanır. Ayrıca elektronlar hem parçacık hem de dalga özelliği gösterirler bu DUALİTE prensibi olarak tanımlanır. Her iki teoride de elektronların sadece belirli değerlerde enerjilere sahip olabileceğini (kuantumlaşma) ve bir enerji düzeyinde en fazla iki elektron bulunabileceğini (PAULİ prensibi) ve bu iki elektronun karşıt dönmelere sahip olduğunu kabul edilmektedir. Birbirine yakın olan enerji düzeyleri bir ALT KABUĞU, birbirine yakın olan alt kabuklarda bir ANA KABUĞU oluştururlar. Ana kabuklar: n = 1,2,3,4,….. (Ana kuantum sayıları) Alt kabuklar: s,p,d,f,g,……. ( Tali –yardımcı- kuantum sayıları) Belirli enerji düzeyine sahip olan elektonlar, önce en düşük enerji düzeyini doldururlar. Bir enerji düzeyinde en fazla iki elektron bulunur ve bunların eksenleri etrafında dönme yönleri zıttır.

5 Enerji düzeylerinin değerleri ve ardışık sıraları kuvantum mekaniği kurallarına göre (Schrödinger dalga denklemine çözüm veren ardışık olası enerji düzeyleri) belirir. Bir enerji düzeyinde bulunan bir elektrona yeterli enerji verilirse, boş bir üst enerji düzeyine atlayabilir. Ancak burada kararsızdır. Ve almış olduğu DE enerjiyi elektromanyetik radyasyon halinde çevreye saçarak enerjisinin minimum olduğu düzeye tekrar iner. DE = h n = h (C/l) n : Enerji Frekansı h: Planck Sabiti (6, J.s) l: Dalga boyu; C: Işık hızı Bir başka teoriye göre DE enerjisinin; m = DE/C2 kütlesine sahip foton denilen bir parçacık tarafından yayıldığı varsayılır. Buna göre enerjinin bazı olaylarda dalga hareketi ile yayıldığı, bazı olaylarda ise m kütleli parçacıklar veya fotonlar tarafından yayıldığı varsayımlarını kullanmak olayların açıklanmasında çok yararlı olmaktadır.

6 Ana kabuklarda bulunacak maksimum alt kabuklar (1. Ana kabuk = s; 2
Ana kabuklarda bulunacak maksimum alt kabuklar (1. Ana kabuk = s; 2. Ana kabuk = s,p; 3.Ana kabuk = s,p,d; 4. Ana kabuk = s,p,d,f; ) Alt kabuklarda bulunabilecek Maksimum elektron sayıları ( s=2; p=6; d=10; f=14; g=18, ….) Elektronlar enerji seviyelerini 1s’den başlayıp yukarıya doğru doldururlar. n = 1 ‘ de s ; n = 2 ‘ de s 2 p ; n = 3 ‘ de s 3 p 3 d  Enerji Seviyeleri gösterimi (Şematik)

7 Örnekler: H Atom Numarası: Z = 1 Enerji seviyesi: 1s Li Atom Numarası: Z = 3 Enerji seviyesi: 1s2 2 s1 Ne Atom Numarası: Z = 10 Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 K Atom Numarası: Z = 19 Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 4s1 (Burada 4s’in enerjisi 3 d’ninkinden biraz daha az olduğu için 3d boş kalmıştır). Bazende 3d’nin kısmen dolu olduğu elementler söz konusudur. Bu elementlere GEÇİŞ ELEMENTİ denir. Bu elementlerin Ana ve Tali (Yardımcı) kuantum sayıları düzenli değildir. 3 tranzisyon (geçiş) elementi olan Vanadyum (Atom No:23); Demir (Atom No:26); Nikel (Atom No:28); ‘in lektron durumlarını belirtiniz. V Atom Numarası: Z = 23 Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d3 4s2 Fe Atom Numarası: Z = 26 Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d6 4s2 Ni Atom Numarası: Z = 28 Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d8 4s2 4s elektronlarının enerji seviyeleri 3d elektronlarınınkinden az ama onlara yakındır. Atom iyon haline geçtiğinde elektron durumu (elektron konfigürasyonu): Fe++ Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d6 Fe+++ Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d5 Demir atomunun uyması beklenen ardışık kuvantum sayılar takımı; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 olması gerekir. Ancak gerçekte 3 d kabuğunda bulunması gereken 8 elektrondan ikisi 4s düzeyine geçer bu durumda Fe’nin (Atom numarası olup Nötr halde 26 Elektron) gerçek kuvantum sayıları: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

8 Aşağıda görüldüğü gibi 3d kabuğunda 4 enerji düzeyinde tek elektron vardır. Bunlar aynı yönde dönerler ve manyetik kutupları birbirine paraleldir. Dolayısıyla Fe atomları net bir manyetik kutuba sahiptir. Bu elektron yapısı Fe’in yüksek manyetikliğe sahip olmasına yol açar En dış ana kabuktaki elektronlara VALANS elektronlar denir. Bunlar çekirdeğe zayıf olarak bağlıdır. Elementin kimyasal özelliklerini belirlemekte rol oynarlar. Bir ana kabukta 8 elektronun bir araya gelmesi yani “p” alt kabuğunun dolması halinde bu elektronlar çekirdeğe çok kuvvetli bağlanırlar ve kapalı kabuk oluştururlar. Bu kurala OKTET KURAL’ı denir.

9 Atomlar Arası Bağlar Atomlararası bağ kuvvetleri atomları birarada tutarak içyapıyı oluşturur. Malzemelerin mukavemeti, elektriksel ve ısıl özellikleri büyük ölçüde içyapıya bağlıdır. Bağlar kuvvetli olursa elastisite modülü, mukavemet ve ergime sıcaklığı yüksek, ısıl genleşme düşük olur. Atomlararası bağlar Kuvvetli bağlar ve zayıf bağlar olarak 2 ana gruba ayrılır. Bu bağlardan Kuvvetli Bağlar: İyonik, Kovalent ve Metalsel bağlardır. Zayıf bağlar ise Van der Waals bağları olarak isimlendirilir. İyonik bağlarda iyon alış verişi (elektron); kovalent bağlarda elektron paylaşımı ve metalik bağlarda ise çekirdekler etrafında elektron bulutu söz konusudur. Atomlar veya moleküller içinde elektronlar asitmetrik dağılırsa artı ve eksi elektriksel yük merkezleri çakışmaz, bunun sonucu elektriksel kutuplaşma(polarizasyon) meydana gelir (dipol oluşumu). Zayıf bağlar (sekonder veya ikincil) veya diğer bir deyimle Van der Waals kuvvetleri zıt işaretli iki kutup arasındaki çekme kuvvetlerinden kaynaklanır.

10 Elektriksel kutuplaşma (polarizasyon) sürekli ve değişken olmak üzere iki türdür.
a) Sürekli kutuplaşma: Asimetrik veya polar moleküllerde elektron dağılışı asitmetriktir. Bağlar oluşurken elektron dağılımı değişir, eksi yük merkezi elektron yoğunluğunun arttığı yöne, artı yük merkezi azaldığı yöne kayar. Elektriksel yük merkezlerinin çakışmamasından doğan bu tür kutuplaşma süreklidir. Simetrik moleküllere örnek olarak metan (CH4) gösterilebilir. Metanda C'u çevreleyen 4 H atomunun kovalan bağlar arasındaki açılar eşittir. Bu simetrik diziliş nedenleri ile artı ve eksi yük merkez­leri çakışık olur. Diğer taraftan HF; H2O ve metaklorür (CH3Cl) gibi moleküller şekilde görüldüğü gibi asimetriktir. Su molekülü oluşurken H atomlarının elektronları O atomuna doğru çekilir, bu du­rumda artı yük merkezleri biraz H çekirdeklerine doğru, eski yük mer­kezi daha çok elektronla kuşatılan O çekirdeğinde ters yöne doğru kayar. Eksi kutuplu O diğer bir komşu su molekülünde artı kutuplu H’i çeker. Bu şekilde etkin hale gelen zayıf bağ kuvvetleri su mo­leküllerini birbirine bağlayarak buhar halinden sıvı hale geçmeyi sağlar. Su molekülleri arasında doğan bu bağa hidrojen köprüsü denir. Hidrojen köprüsünün enerjisi diğer benzer tür moleküller arasında oluşan zayıf bağların enerjilerine göre en büyüktür. Bu da suyun kay­nama sıcaklığının benzer tür moleküllerden daha yüksek oluşunun ned­enini açıklar. HF 34°C ta, CH3Cl –14°C ta kaynamasına karşın su 100°C’de kaynar. b) Geçici kutuplaşma: Bireysel atomlarda (asal gazlar) ve simetrik moleküllerde (H2, O2, CH4, CC14) elektronların dağılışı simetriktir. Ancak sürekli hareket halindeki elektronların dağılımı istatistiksel mekanikle kanıtlanabileceği gibi çok kısa bir süre, simetrik olmayabilir. Dispersiyon etkisi denen bu olay sonucu geçici kutuplaşma oluşur. Düşük sıcaklıkta komşu atomların zıt işaretli kutupları etkin hale gelerek birbirlerini çeker. Bu şekilde oluşan değişken kutuplaşma asal gazların sıvılaşmasının nedenini açıklar.

11 Atomlarararası Uzaklık
Atomlararası itme-çekme kuvvetlerinin eşit ve potansiyel enerjinin minimum olduğu denge konumu atomlararası uzaklığı belirler. Aralarında bağ bulunan belirli bir atom çifti için bu uzaklık özel ve kesindir. Bu uzaklığı değştirmeye karşı çok büyük bir direnç vardır. Örneğin demirde bu uzaklığı %1 oranında değiştirmek için l mm2 alana 210 kg uygulamak gerekir. Bu nedenle atomsal yapı hesaplarında atomların birbirlerine teğet sert küreler olduğu varsayılır. Atomlararası ilişkiyi ve atomlararası uzaklığı açıklamak için zıt işaretli iki iyondan oluşan basit bir örnekle Atomlararası kuvvetler

12 Atomlararası uzaklığa etkiyen etkenler:
a) Sıcaklık, b) iyonsallık derecesi, c) Kovalanlık derecesi ve d) Komşu atomların sayısı. a) Sıcaklık etkisi: Mutlak sıfır sıcaklığında atomlar statik haldedir, kinetik enerjileri sıfır ve potansiyel enerjileri minimumdur. Isıl enerji vererek sıcaklık arttırılırsa atomlarda ısıl titreşimler başlar, dolayısıyle atomlararası uzaklık sürekli, değişir. Atomlararası uzaklığın DT sıcaklık yükselmesine karşı artışı Da=a-ao ısıl genleşmedir. Isıl genleşme katsayısı a. tanım olarak birim boyda birim sıcaklık değişmesi sonucu oluşan artıştır. Buna göre ısıl genleşme katsayısı Isıl Genleşme Eğrisi       Atomlararası uzaklığın sıcaklıkla değişimi 

13 b) İyonsallık derecesi: Elektron alan atomların yarıçapı büyür, verenlerin küçülür. Genellikle eksi iyonun yarıçapı R nin büyük, artı yüklü iyonun yarıçapı r nin küçük olduğu gözönüne alınır, iyonsal cisimlerde atomlararası uzaklık bağ kuran iyonların yarıçapları toplamına eşinir. a=r+R iyonsallık derecesi arttıkça yarıçaplardaki farklar büyür. Örneğin nötr bir Fe atomunun yarıçapı 0,124 nm iken iki elek­tron kaybeden Fe2+ iyonunki 0,074 nm, 3 elektron kaybeden Fe3+ iyonunki ise 0,064 nm dir. Diğer taraftan nötr bir oksijen atomunun yarıçapı 0,06 nm, iki elektron alan O2- iyonunki 0,141 nmdir. Buna göre FeO iyonsal bileşiğinde Fe2+ ve O2- iyonları arasındaki uzaklık: a=0, ,074= 0,215 nm dir. c) Kovalanlık derecesi: iki atom arasında kovalanlık derecesi arttıkça birbirlerini daha kuvvetli çekerler, dolayısıyle aralarında uzaklık azalır. Örneğin tek kovalan bağlı C atomu çiftinde (C-C) kovalan bağ boyu veya uzaklık 0,154 nm, çift bağlılarda (C=C) 0,13 nm ve üç bağlılarda (C C) 0,12 nm’dir. d) Komşu atomların sayısı: Bir atomun komşu sayısı arttıkça çevresindeki elektron yoğunluğu yükselir, elektronlar arası zıt etkilen­me atomlararası uzaklığı biraz arttırır. Örneğin 8 komşusu olan bir Fe atomunun yarıçapı 0,1241 nm, dolayısıyle atomlararası uzaklık 0,2482 nm dir. Diğer taraftan 12 komşulu Fe atomunun yarıçapı nm ve atomlararası uzaklık 0,254 nm dir.