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)

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 ():

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 ““ ile gösterilir.

s orbitali küresel bir yapıya sahip olduğu için manyetik alanda ayrılmaya uğramaz. Bu nedenle s orbitali için = 0 dır.

•

p orbitali 3 eksen üzerinde yer aldığı için 3’e ayrılır ve = +1, 0, –1

p_y p_x p_z şeklinde gösterilir.

d orbitali 5 tane olduğu için 5’e ayrılır ve bunlar; = +2, +1, 0, –1, –2 d_z² d_x²_-y² d_xy d_xz d_yz

şeklinde gösterilir.

f orbitali ise 7 tane olduğu için 7 ‘ye ayrılır.

= +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3

•

4.Spin kuantum sayısı (m_s ):

Bu sayı elektronların spinlerini ifade etmek için kullanılır. Genellikle sayısal olarak, Elektron spininin yönüne göre değerini alır. Çoğu zaman ( )

birbirine zıt yönlü oklarla gösterilirler.

•

Kuantum sayıları, elektronların orbitallerdeki yerleşimlerini gösterir. Bu bir elektronu tarif etmek gibidir.

Baş kuantum sayısı

n Yan kuantum

sayısı l

Manyetik kuantum sayısı Spin kuantum sayısı

m_s Elektron sayısı

1 0 (1s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

2 0 (2s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

1 (2p) –1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 6e–

+1 +1/2, –1/2 2

3 0 (3s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

1 (3p) –1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 6e–

+1 +1/2, –1/2 2

2 (3d) –2 +1/2, –1/2 2

–1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 10e–

+1 +1/2, –1/2 2

+2 +1/2, –1/2 2

Baş kuantum sayısı

n Yan kuantum

sayısı l

Spin kuantum sayısı

m_s Elektron sayısı

1 0 (1s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

2 0 (2s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

1 (2p) –1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 6e–

+1 +1/2, –1/2 2

3 0 (3s) 0 +1/2, –1/2 2 2e^–

1 (3p) –1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 6e–

+1 +1/2, –1/2 2

2 (3d) –2 +1/2, –1/2 2

–1 +1/2, –1/2 2

0 +1/2, –1/2 2 10e–

+1 +1/2, –1/2 2

+2 +1/2, –1/2 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. 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.

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. 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 A^o 0.80 A^o 0.72 A^o



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.

A^o 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

kaloridir. Atom gram başına ise;

6,02

10

x 3,829

10

= 23,06 Kcal dir.

İyonlaşma potansiyeli peryodik sistemde sağa doğru

gidildikçe artar. Aşağıya doğru inildikçe azalır.

1. Elektronların enerji seviyelerine yerleşmesi

2. 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. Bu artmanın nedeni proton sayısının artmasıdır.

• Yukarıdan aşağıya inildikçe kabuk sayısının artması

nedeniyle elektron ilgisi azalır.