Atomlar

1. Atomlar

2. Atomlar Eşya  malzeme  madde  element  atom  Temel parçacıklar (lepton ve kuarklar)

3. Atomlar • Maddelerin atom denen bölünemeyen çok küçük parçacıklardan meydana geldiği fikri ilk kez M.Ö. 5. asırda Demokritos tarafından ortaya atılmıştır. Bu fikir o zamanlar fazla kabul görmemiştir. • 19. y.y. başlarında İngiliz bilim adamı John Dalton ilk atom teorisini ortaya atan bilim adamıdır.

5. Dalton’un atom teorisi • Elementler atom denilen çok küçük parçacıklardan meydana gelmiştir. Bir elementin bütün atomları büyüklük, kütle ve kimyasal özellikler bakımından birbirinin aynıdır. • Bir elementin atomları, diğer bütün elementlerin atomlarından farklıdır. • Bileşikler birden fazla elementin atomlarından meydana gelmiştir. Herhangi bir bileşikte, herhangi iki elementin atomlarının sayılarının birbirlerine oranı basit ve sabit bir orandır. • Bir kimyasal reaksiyon sadece atomların birbirlerinden ayrılmalarını, birleşmelerini veya yeniden düzenlenmelerini içerir. Kimyasal reaksiyonlarda atomların oluşmaları veya yok olmaları söz konusu değildir.

6. İki elementin atomlarının birleşerek bir bileşik oluşturduklarını gösteren bir kimyasal reaksiyonun şematik gösterimi Reaksiyondan önceki toplam atom sayısı reaksiyondan sonraki toplam atom sayısına eşittir

7. Thomson’un atom modeli Pozitif Yüklü çekirdek Negatif yüklü elektronlar

8. Rutherford’un atom modeli

9. Rutherford’un atom modeli

10. Atomun yapısı Elektronlar: katot ışını tüpü ile Thomson’un yaptığı deneyler sonunda keşfedilmiştir. Elektron ışını elektrik alanı uygulandığında (+) yüke doğru sapma gösterir. Bu da elektronların (–) yüklü olduklarını gösterir.

11. Atomun yapısı • Elektronlar atomun bir parçasıdır. Elektronlar (–) yüklü parçacıklardır, atomlar ise nötrdür. Dolayısıyla atomlarda elektronların yükünü dengeleyecek (+) yüklü parçacıkların olması gerekir. • Çekirdek atomun bir diğer parçası olup elektronlarla eşit oranda fakat ters işaretli (+) yük taşırlar.

12. Nötron ve protonlar • Rutherford’un atom modeline göre pozitif yüklü atom çekirdeği atomun merkezinde, küçük bir hacim kaplamıştır. Negatif yüklü elektronlar ise atom çekirdeği etrafında belirli yörüngelerde hareket etmektedirler. • Bu modele göre çekirdeği +2 yüklü olan helyumun kütlesi, çekirdeği +1 yüklü olan hidrojenin kütlesinden iki kat fazla olmalıdır. Fakat gerçekte helyumun kütlesi hidrojenin kütlesinin dört katıdır. • Bunun sebebi atom çekirdeğinin hem pozitif yüklü protonlardan hem de elektrik yükü olmayan nötronlardan oluşmasıdır.

13. Bohr Atom Modeli • Rutherford atom modelinde, elektronların çekirdek çevresinde ne şekilde bulundukları hakkında herhangi bir bilgi bulunmamaktadır. • Bir atomdaki elektronların, tıpkı bir gezegenin güneş etrafındaki yörüngesel hareketi gibi, hareket halinde oldukları düşünüldü.

14. Bohr Atom Modeli • 1913 yılında Hollandalı Fizikçi Niels Bohr klasik fizik ve kuantum kuramının ilginç bir sentezini yaparak hidrojen atomu içinyeni bir model ileri sürdü. Niels Bohr (1885-1962)

15. Bohr Atom Modeli Bu modelde yer alan görüşler, şu şekilde özetlenebilir: 1. Elektron, çekirdek etrafında, dairesel yörüngelerde hareket etmektedir. 2. Elektronun hareket edebildiği yörüngelerin belli enerji değerleri vardır. Elektron, bu belli enerjiye sahip yörüngelerde bulunduğu sürece enerji yaymaz.

16. Bohr Atom Modeli 3. Elektron bir üst enerji düzeyinden (yörüngeden), alt enerji düzeylerine düştüğünde ışıma şeklinde enerji yayar. Yayımlanan ışık fotonunun enerjisi E =hn’dür.

17. Bohr Atom Modeli • Hidrojen atomundaki enerji düzeyleri’nin (yörüngeler) enerjisi, aşağıda verilen eşitlik ile hesaplanır. A En = A = 2,179 x 10-18 J n2 n = 1, 2, 3,…. n sayısı, kuantum sayısı olarak adlandırılır.

18. Bohr Atom Modeli • Bohr tarafından önerilen atom modeli, aşağıdaki şekilde şematize edilebilir. n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 Enerji DüzeyiKabuk n = 1 K n = 2 L n = 3 M n = 4 N n = 5 O n = 6 P n = 7 Q N M L e- K

19. Bohr Atomu

20. Bohr Atom Modeli • Hidrojen atomunda, yayılan bütün ışınların frekansları aşağıdaki eşitlikten hesaplanabilir.

21. Dalga-Tanecik İkiliği • 1924 yılında Louis de Broglie, hareket eden küçük taneciklerin de dalga özelliği gösterebileceğini ileri sürdü. L. de Broglie (1892-1987)

22. Dalga-Tanecik İkiliği • De Broglie, elektronun tanecik özelliğinden başka dalga özelliğine de sahip olduğunu düşündü. • De Broglie bu düşüncesini, bir elektron demetini kristal üzerine gönderdiğinde tıpkı X-ışınlarında olduğu gibi kırınıma uğraması ile deneysel olarak kanıtladı.

23. Dalga-Tanecik İkiliği • Elektronların dalga özelliğinin keşfi ile, elektron mikroskobunun yapılabilirliği gerçekleşti. • Elektron mikroskobu bilimde devrim yaptı. • Günümüzde, modern elektron mikroskopları sayesinde biyolojik dev moleküller gerektiği gibi incelenebilmektedir.

24. Dalga-Tanecik İkiliği • De Broglie’ye göre bir elektronun dalga boyu aşağıdaki eşitlikle ifade edilir.

25. Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi • Heisenberg’e göre, elektron gibi çok küçük taneciklerin yeri ve momentumu (hızı) aynı anda hassas bir şekilde belirlenemez. • Yeri hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında, momentumunda belirsizlik artar.

26. Heisenberg’in Belirsizlik İlkesi • Momentumu hassas olarak belirlenmeye çalışıldığında ise yerindeki belirsizlik artar. • Bu durum, matematiksel olarak şöyle ifade edilir. Dx :taneciğin yerindeki belirsizlik Dp:taneciğin momentumundaki belirsizlik h :Planck sabiti

27. Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar • De Brogli’ye göre, elektron dalga özelliğine de sahiptir. • Heisenberg ise elektronun yerinin hassas bir şekilde belirlenemeyeceğini ileri sürmektedir. • Bu görüşlerin ışığında, Bohr atom modeline yeniden bakıldığında, bu modelin kısmen yanlış olduğu görülmektedir.

28. Bohr Atom Modelindeki Yanlışlıklar • De Broglie ve Heisenberg’in görüşleri doğru ise (doğruluğu kabul edilmektedir) atomda elektronların kesin yörüngeler üzerinde hareket ettiğini söylemek yanlıştır. • Yani, elektronun çekirdek etrafında dairesel yörüngelerde hareket ettiği görüşü günümüzde geçerli değildir (Bohr atom modelindeki 1. madde).

29. Dalga Mekaniği Atom Modeli (Modern Atom Kuramı) • 1927 yılında Erwin Schrödinger, elektronların dalga özelliğine sahip olduğu gerçeğinden hareket ederek, elektron gibi çok küçük taneciklerin üç boyutlu uzaydaki hareketini tanımlayan bir denklem ileri sürdü.

30. Modern Atom Kuramı Schrödinger Denklemi : Y(psi): dalga fonksiyonu E :toplam enerji x, y, z :uzay koordinatları V :potansiyel enerji m :elektronun kütlesi

31. Modern Atom Kuramı • Schrödinger denkleminin çözümünden, n, l, ml şeklinde üç kuantum sayısı bulunur. • Bu kuantum sayılarının üçünün belli değerleri, elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere karşılık gelir. • Elektronun bulunma ihtimalinin yüksek olduğu yerlere “orbital” denir.

32. Modern Atom Kuramı • Orbitallerin kesin sınırları olmamakla beraber, elektronun zamanının %90-95’ini geçirdiği bölgeye orbital denmektedir.

33. Modern Atom Kuramı • Schrödinger denkleminin çözümüyle elde edilen hidrojen atomuna ait bilgilerde artık yörünge kavramı tamamen çürütülmüştür. • Yeni atom modelinde, elektron, kesin yörüngeler üzerinde değil, orbital adı verilen uzay parçalarında hareket etmektedir.

34. Kuantum teorisine göre atom • Atomun kuantum modelini Bohr, De Broglie, Heisenberg ve Schrödinger gibi bilim adamları atomun bugün kabul edilen modelinin gelişmesinde rol oynadılar. • Bu teoriye göre proton ve nötronlardan oluşan atom çekirdeği atomun merkezinde bulunur. Elektronlar ise varlıkları ve şekilleri matematiksel olarak hesaplanan orbitallerde atom çekirdeğinin etrafında dalga karakterinde bir hareketle dolaşırlar.

35. Hidrojenin atom çekirdeği (proton)

36. Çekirdeğin etrafında elektronun bulunduğu bölgenin kesiti

37. Hidrojenin atom çekirdeği ve çevresindeki elektron yörüngesi

38. Orbital Elektronların var olma ihtimalinin yüksek olduğu bölgelere orbital (yörünge) denir. Orbitaller üç boyutlu yüzeylerle gösterilirler.

39. s orbitalleri

40. p orbitalleri

41. d orbitalleri

42. Hidrojen atomunun kuantum modeli

43. Orbitallerin enerji düzeylerinin sıralaması. Elektronlar orbitallere en düşük enerji düzeyinden başlayarak sırayla yerleşirler. Enerji Orbitaller

44. Orbitallerin enerji sıralaması

45. Elektronların orbitallere yerleşme sırası 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2…

46. Atom numarası, kütle numarası, izotoplar • Atom numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayısıdır, Z ile gösterilir. • Kütle numarası herhangi bir elementin atom çekirdeğindeki proton sayıları ile nötron sayılarının toplamıdır, A ile gösterilir. Nötron sayısı = A – Z • Atom numaraları (proton sayıları) aynı olan, kütle numaraları farklı olan atomlara izotop denir. Bir elementin farklı izotopları olabilir. Yani izotoplar aynı elementleri ifade ederler, fakat nötron sayılarının farklılığından dolayı izotop olan atomların kütleleri farklıdır.

47. Atom numarası, kütle numarası, izotoplar Bir elementin atom ve kütle numaralarının yazılışı genelde şu şekildedir (farklı da olabilir): Örnek: HİDROJEN DÖTORYUM TİRİTYUM Örnek:

48. Kuantum Sayıları • Baş kuantum sayısı (n):Enerji düzeylerini ve elektronun çekirdeğe olan ortalama uzaklığını gösterir. • n = 1, 2, 3, 4, ……∞ kadar pozitif tamsayılı değerler alır.

49. Kuantum Sayıları • Açısal kuantum sayısı (l): Bu sayı, orbital türünü belirler. • Alabildiği değerler; l = 0, 1, 2, 3, ….(n-1). • n = 1 l = 0 haline karşılık gelen orbital s • n = 2 l = 1 haline karşılık gelen orbital p • n = 3 l = 2 haline karşılık gelen orbital d • n = 4 l = 3 haline karşılık gelen orbital f

50. Kuantum Sayıları • Magnetik kuantum sayısı (ml): Magnetik kuantum sayısı, orbitallerin sayısı ve uzaydaki yönelişlerini belirler. • ml = -l, …., 0, …., +l kadar değer alır. • Örneğin: • l = 1 ise ml = -1, 0, +1