Transcript Atomik Çalışma

ATOMLAR ile ilgili
EKLER
• Atomlarla ilgili terimler ve açıklamalar:
• Atomlar; proton ve nötronlardan oluşan çekirdek ve etrafında
dönen elektronlardan oluşmuştur.
• Tipik halde bir atomun çapı 10-10 m ve çekirdeğin çapı ise 10-15
m mertebesindedir. Proton ve nötron aynı kütleye sahip olup
elektrondan 1840 misli daha ağırdır (mp:1,672.10-24 g;
me:9,11. 10-28 g). Elektrik yükü olarak ise nötron elektrik
yüksüz, proton ile elektron tamamiyle zıt yüklü olup proton (+),
elektron ise (-)’dir. Yük değerleri ise eşit olup 1,602. 10-19
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.
• 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 = - (13,6 . 12 / 32) – (-(13,6 . 12 / 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 (6,626. 10-34 J.s)
• l: Dalga boyu;
C: Işık hızı
• 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.
• 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
• l: Dalga boyu;
h: Planck Sabiti (6,626. 10-34 J.s)
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.
• 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
1 s ; n = 2 ‘ de
2 s 2 p ; n = 3 ‘ de
3s 3p 3d
• Enerji Seviyeleri gösterimi (Şematik)
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
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
Fe
Ni
Atom Numarası: Z = 23
Atom Numarası: Z = 26
Atom Numarası: Z = 28
Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d3 4s2
Enerji seviyesi: 1s2 2 s22 p6 3s2 3 p6 3d6 4s2
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
• 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.
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.
•
•
•
•
•
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.
• 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
• 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
• 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=0,141 + 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 0.127 nm ve atomlararası uzaklık 0,254 nm dir.