Atom ve Periyodik Sistem: Modern Atom Teorisi ve Elektron Dizilimleri ⚛️

Atom Kavramının Tarihsel Gelişimi

Atom kavramı, Demokritos'un maddenin bölünemez en küçük parçacıklardan oluştuğu fikrinden günümüzün modern kuantum mekaniği modeline kadar uzun bir evrim süreci geçirmiştir.

Demokritos (MÖ 400 civarı): Maddenin atom adı verilen küçük, bölünemez ve değişmez parçacıklardan oluştuğunu öne süren ilk düşünürdür.
John Dalton (1803): Modern atom teorisinin temellerini attı. Elementlerin atomlardan oluştuğunu, aynı elementin atomlarının özdeş olduğunu, farklı element atomlarının farklı kütle ve özelliklere sahip olduğunu, kimyasal tepkimelerde atomların yeniden düzenlendiğini belirtti. Ancak atomun içi dolu, bölünemez küreler olduğunu düşündü.
J.J. Thomson (1897): Katot ışınları deneyiyle elektronu keşfetti ve atomun pozitif yüklü bir küre içinde negatif yüklü elektronların homojen olarak dağıldığı (üzümlü kek modeli) bir yapıya sahip olduğunu ileri sürdü.
Ernest Rutherford (1911): Altın levha deneyiyle (alfa saçılması deneyi) atomun merkezinde küçük, yoğun ve pozitif yüklü bir çekirdek bulunduğunu, elektronların ise çekirdek etrafında boşluklu bir hacimde hareket ettiğini gösterdi (gezegen modeli). Atomun büyük kısmının boşluk olduğunu ispatladı.
Niels Bohr (1913): Rutherford modelinin eksiklerini gidermek için, elektronların çekirdek etrafında belirli enerji seviyelerinde (yörüngelerde) bulunduğunu ve bu yörüngelerde enerji alıp vermeden hareket ettiğini belirtti. Elektronların bir yörüngeden diğerine geçerken belirli kuantumlarda enerji alıp verdiğini açıkladı. Ancak modeli tek elektronlu atomlar için geçerliydi.

Modern Atom Teorisi (Kuantum Mekaniği Modeli)

Bohr modelinin çok elektronlu atomlardaki yetersizlikleri ve Heinsenberg Belirsizlik İlkesi ile de Broglie dalga-tanecik ikiliği gibi gelişmeler, modern atom teorisinin (orbital modeli) ortaya çıkmasına yol açmıştır. Bu modelde elektronların yeri kesin olarak belirlenemez; bunun yerine belirli bir bölgede bulunma olasılıkları ifade edilir.

Orbital Kavramı: Elektronların çekirdek etrafında bulunma olasılığının yüksek olduğu hacimsel bölgelere orbital denir. Her orbital belirli bir enerjiye ve şekle sahiptir.
Kuantum Sayıları: Bir atomdaki her elektronun durumunu tanımlamak için dört kuantum sayısı kullanılır:

Kuantum Sayıları ve Anlamları

Baş Kuantum Sayısı (n): Elektronun temel enerji seviyesini (kabuğunu) belirtir. Pozitif tam sayılarla (1, 2, 3, ...) ifade edilir. n arttıkça orbitalin enerjisi ve çekirdekten uzaklığı artar.
Açısal Momentum (İkincil) Kuantum Sayısı (l): Orbitalin şeklini ve alt enerji seviyesini belirtir. 0'dan n-1'e kadar tam sayı değerleri alabilir.
- l = 0 ise s orbitali (küresel)
- l = 1 ise p orbitali (iki loblu, dambıl şeklinde)
- l = 2 ise d orbitali (daha karmaşık şekiller)
- l = 3 ise f orbitali (daha da karmaşık şekiller)
Manyetik Kuantum Sayısı (m_l): Orbitalin uzaydaki yönelimini belirtir. -l'den +l'ye kadar tüm tam sayı değerlerini alabilir (2l+1 farklı değer).
- l = 0 (s orbitali) için m_l = 0 (1 orbital)
- l = 1 (p orbitali) için m_l = -1, 0, +1 (3 orbital: p_x, p_y, p_z)
- l = 2 (d orbitali) için m_l = -2, -1, 0, +1, +2 (5 orbital)
Spin Kuantum Sayısı (m_s): Elektronun kendi ekseni etrafındaki dönme yönünü belirtir. Sadece +1/2 veya -1/2 değerlerini alabilir. Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir ve bu elektronların spinleri zıt yönde olmalıdır.

Elektron Dizilimleri

Bir atomdaki elektronların orbitallere yerleşme düzenine elektron dizilimi denir. Bu dizilimler belirli kurallara uyar:

Aufbau (Yapılanma) İlkesi: Elektronlar önce en düşük enerjili orbitallere yerleşir. Enerji seviyeleri genellikle 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < ... sırasını takip eder.
Pauli Dışlama İlkesi: Bir atomda hiçbir iki elektronun dört kuantum sayısı da aynı olamaz. Bu, bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabileceği ve bu elektronların spinlerinin zıt olması gerektiği anlamına gelir.
Hund Kuralı (Maksimum Tekli Elektron Kuralı): Eş enerjili (dejenere) orbitallere elektronlar yerleşirken, öncelikle her orbitale birer elektron aynı spinle yerleşir. Daha sonra, kalan elektronlar zıt spinlerle bu orbitallere eşleşerek yerleşirler. Bu durum, atomun daha kararlı olmasını sağlar.

Örnek Elektron Dizilimi

Örnek: Azot (N, Z=7)

1s² 2s² 2p³

Örnek: Kalsiyum (Ca, Z=20)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Bazı elementlerin elektron dizilimlerinde kararlılık kazanmak için istisnalar görülebilir (örneğin, tam veya yarı dolu d orbitallerinin kararlılığı: Cr ve Cu gibi).

Periyodik Sistem

Elementlerin artan atom numaralarına göre düzenlendiği ve benzer kimyasal özelliklere sahip elementlerin alt alta (gruplar) geldiği tabloya Periyodik Sistem denir. Sistem, 7 periyot ve 18 gruptan oluşur.

Periyotlar (Yatay Sıralar): Elementlerin temel enerji seviyesi (n) ile ilişkilidir. Aynı periyottaki elementlerin en dış kabuk enerji seviyeleri aynıdır.
Gruplar (Dikey Sütunlar): Benzer kimyasal özellik gösteren elementleri içerir. Grup numarası, genellikle değerlik elektron sayısı ile ilişkilidir.

Elementlerin Sınıflandırılması

Metaller: Elektron verme eğiliminde, parlak, ısı ve elektriği iyi iletir, işlenebilir. (Periyodik tablonun sol tarafı ve ortası)
Ametaller: Elektron alma eğiliminde, mattır, ısı ve elektriği iletmez (grafit hariç), kırılgandır. (Periyodik tablonun sağ üst tarafı)
Yarı Metaller (Metaloidler): Hem metal hem de ametal özellik gösterir. Silisyum (Si), Germanyum (Ge) gibi.
Soy Gazlar: Kararlı, reaksiyona girme eğilimleri çok düşüktür. (Grup 18)

Bloklar

Elektron dizilimindeki son elektronun yerleştiği orbital türüne göre elementler s, p, d, f blokları olarak ayrılır:

s-Blok: 1A ve 2A grubu elementleri (ns^1-2).
p-Blok: 3A'dan 8A grubuna kadar olan elementler (np^1-6).
d-Blok: Geçiş metalleri ((n-1)d^1-10 ns^1-2).
f-Blok: İç geçiş metalleri (lantanitler ve aktinitler).

Periyodik Özellikler

Periyodik sistemde gruplar ve periyotlar boyunca element özelliklerinin düzenli değişimine periyodik özellikler denir.

Atom Yarıçapı:
- Periyotta soldan sağa doğru azalır (çekirdek yükü arttıkça elektronları daha güçlü çeker).
- Grupta yukarıdan aşağıya doğru artar (enerji seviyesi sayısı arttıkça).
İyonlaşma Enerjisi (İE): Gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron koparmak için gereken enerji.
- Periyotta soldan sağa doğru genellikle artar (elektron koparmak zorlaşır). Ancak 2A > 3A ve 5A > 6A gibi istisnalar vardır.
- Grupta yukarıdan aşağıya doğru azalır (elektronlar çekirdekten uzaklaştıkça koparmak kolaylaşır).
Elektron İlgisi (Eİ): Gaz halindeki nötr bir atoma bir elektron katıldığında açığa çıkan enerji. Genellikle - değerle ifade edilir ve negatif değeri ne kadar büyükse ilgi o kadar fazladır.
- Periyotta soldan sağa doğru genellikle artar (ametallerde daha fazladır).
- Grupta yukarıdan aşağıya doğru genellikle azalır.
Elektronegatiflik (EN): Bir atomun kimyasal bağdaki elektronları kendine çekme yeteneğinin ölçüsü.
- Periyotta soldan sağa doğru artar (F en elektronegatif elementtir).
- Grupta yukarıdan aşağıya doğru azalır.
Metalik Özellikler: Elektron verme eğilimi. Periyodik sistemde sağdan sola ve yukarıdan aşağıya doğru artar.
Ametalik Özellikler: Elektron alma eğilimi. Periyodik sistemde soldan sağa ve aşağıdan yukarıya doğru artar.

TYT Kimya