Bohr Atom Modeli ve Eksiklikleri

Bohr atom modelinde elektronlar çekirdek etrafında belirli dairesel yörüngelerde (enerji seviyesi, katman veya kabuk) hareket eder. Temel halde elektronlar kararlıdır ve ışıma yapmaz. Elektronların çekirdekten uzaklaştıkça enerjileri artar.

Elektronlar dışarıdan enerji alarak daha üst enerji seviyesine geçebilir, buna uyarılma denir. Dışarıdan enerji almasına absorpsiyon (soğurma), enerji vermesine ise emisyon (yayma) denir.

Ancak Bohr modeli bazı eksiklikler içerir. Sadece tek elektronlu sistemleri açıklayabilmiş, elektronların dairesel yörüngelerde hareket etmediğini ve radyoaktif değişimleri açıklayamamıştır. Ayrıca elektronun sadece tanecik özelliğini dikkate almış, De Broglie'nin öne sürdüğü elektronların dalga özelliğini hesaba katmamıştır.

Not: Elektronların hem dalga hem de tanecik özelliği gösterdiği gerçeği, Bohr modelinin en önemli eksiklerinden biridir. Bu ikilik, kuantum fiziğinin temelini oluşturur!

Kuantum Modeli ve Kuantum Sayıları

Heisenberg Belirsizlik İlkesi ile elektronun aynı anda hem konumu hem de hızının belirlenemeyeceğini ortaya koymuştur. Heisenberg, De Broglie ve Schrödinger aynı dönemde yaptıkları çalışmalar sonucu "Kuantum Modeli"ni oluşturmuşlardır.

Kuantum modeli dört temel kuantum sayısı üzerine kuruludur:

• Baş kuantum sayısı (n): Elektronun çekirdeğe olan uzaklığını gösterir
• Açısal momentum kuantum sayısı (l): Orbitalin şeklini belirler
• Manyetik kuantum sayısı (m₁): Elektronun orbitalin hangi kısmında olduğunu gösterir
• Spin kuantum sayısı (ms): Elektronun dönme yönünü gösterir

Hatırlatma: Bu dört kuantum sayısı, atomdaki her elektronu benzersiz şekilde tanımlar. Her elektronun kendine özgü dört kuantum sayısı kombinasyonu vardır!

Baş Kuantum Sayısı ve Açısal Momentum Kuantum Sayısı

Baş kuantum sayısı (n) elektronun çekirdeğe olan uzaklığını belirtir. Yörünge sayısı, temel enerji seviyesi, kabuk veya katman olarak da adlandırılır. Baş kuantum sayısı bize şunları verir:

• n = Yörünge sayısı
• n² = Yörüngedeki toplam orbital sayısı
• 2n² = Yörüngede bulunabilecek maksimum elektron sayısı

Açısal momentum (ikincil) kuantum sayısı (l) orbitalin türünü ve şeklini belirler. l değeri 0'dan $n-1$'e kadar değer alabilir:

• l = 0 → s orbitali
• l = 1 → p orbitali
• l = 2 → d orbitali
• l = 3 → f orbitali

İpucu: n=3 için l değerleri 0, 1 ve 2 olabilir. Yani üçüncü enerji seviyesinde s, p ve d orbitalleri bulunabilir. Bu şekilde düşünerek, hangi enerji seviyesinde hangi orbitallerin olabileceğini kolayca hesaplayabilirsin!

Manyetik ve Spin Kuantum Sayıları

Manyetik kuantum sayısı (m₁) alt enerji düzeyinde kaç orbital olduğunu gösterir. -l ile +l arasında değer alır. Orbital sayısı M = 2l+1 formülü ile hesaplanır:

• s orbitali $l=0$: m₁ = 0 (1 orbital)
• p orbitali $l=1$: m₁ = -1, 0, 1 (3 orbital)
• d orbitali $l=2$: m₁ = -2, -1, 0, 1, 2 (5 orbital)
• f orbitali $l=3$: m₁ = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (7 orbital)

Spin kuantum sayısı (ms) elektronun dönme yönünü gösterir ve +1/2 veya -1/2 değerlerini alabilir.

Orbital türleri elektronların dağılımında önemlidir:

• s Orbitalleri: Tüm enerji seviyelerinde vardır ve en fazla 2 elektron bulundurabilir
• p Orbitalleri: İkinci enerji düzeyinden itibaren bulunur ve 3 orbitalden oluştuğu için toplam 6 elektron bulundurabilir

Aklında tut: Her orbital en fazla 2 elektron alabilir ve her iki elektronun spin kuantum sayıları birbirinin tersi olmalıdır. Bu Pauli İlkesi'nin bir sonucudur!

Diğer Orbitaller ve Elektronik Dizilim Kuralları

d Orbitalleri üçüncü enerji düzeyinden itibaren bulunur ve 5 orbitalden oluştuğu için toplam 10 elektron barındırabilir. f Orbitalleri ise dördüncü enerji düzeyinden itibaren bulunur ve 7 orbitalden oluşarak toplam 14 elektron barındırabilir.

Aufbau Kuralı'na göre elektronlar enerjisi en düşük orbitalden başlayarak yerleştirilir. Orbitallerin enerjisi $n+l$ formülüne göre hesaplanır. $n+l$ değeri aynı olan orbitaller arasında n değeri büyük olanın enerjisi daha yüksektir.

Elektronik dizilim sıralaması şu şekildedir: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

Bu sıralama Aufbau Kuralı'na göre yapılır ve elektronlar bu sıra ile doldurulur.

Püf noktası: Elektronik dizilimi hatırlamak için "merdiven diyagramı" kullanabilirsin! Merdivenin basamaklarını sırayla takip ettiğinde doğru orbital sıralamasını bulursun.

Hund Kuralı ve Elektron Dağılımının Gösterimi

Hund Kuralı'na göre elektronlar eş enerjili orbitallere önce birer birer ve aynı yönde (spin) yerleştirilir. Eğer daha fazla elektron varsa, diğerlerinin yanına zıt spinli olarak yerleştirilir. Örneğin p orbitallerinde (px, py, pz) elektronlar önce her orbitale birer tane yerleşir, sonra ikinci elektronlar eklenir.

Elektron dağılımının kısa gösteriminde soygazlardan yararlanılır:

• He: 1s²
• Ne: 1s² 2s² 2p⁶
• Ar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
• Kr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶

Daha pratik gösterim için:

• Na: $Ne$ 3s¹
• Ti: $Ar$ 4s² 3d²
• Ba: $Xe$ 6s²

Bu kısa gösterimler, özellikle büyük atomların elektron dizilimlerini yazarken zaman kazandırır.

Hatırlatma: Hund Kuralı, orbitallere elektron yerleşiminin temelini oluşturur. Elektron-elektron itme kuvvetini en aza indirmeyi amaçlar. Bu nedenle elektronlar önce tek tek orbitallere yerleşmeyi tercih eder!

Değerlik Elektronları ve Küresel Simetri

Değerlik elektronları, bir atomun en dış kabuğundaki elektronlardır ve kimyasal bağların oluşumunda rol oynarlar. Örneğin:

• Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² → Değerlik elektronları = 2, Değerlik orbitalleri = s
• Se: $Ar$ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ → Değerlik elektronları = 6, Değerlik orbitalleri = s ve p

Küresel simetri, bir atomun temel hal durumundaki s orbitalinin ya da d ve f orbitallerinin yarı dolu ya da tam dolu olmasıdır. Küresel simetriye sahip atomlar daha kararlıdır.

Küresel simetri şu durumlarda oluşur:

• s orbitali: s¹, s²
• p orbitali: p³, p⁶
• d orbitali: d⁵, d¹⁰
• f orbitali: f⁷, f¹⁴

Küresel simetrilik durumundan kaynaklı bazı özel durumlar vardır. s² d⁴ durumuna göre s¹ d⁵ durumu daha kararlıdır. Bu durum sadece s orbitallerinden d orbitallerine geçişlerde olur.

İlginç bilgi: Birçok geçiş metali, küresel simetri nedeniyle beklenenden farklı elektron dizilimlerine sahiptir. Örneğin kromun elektron dizilimi $Ar$ 4s¹ 3d⁵ şeklindedir (beklenen [Ar] 4s² 3d⁴ yerine). Bu, d orbitallerinin yarı dolu olma eğiliminden kaynaklanır!

Uyarılmış Atom

Bir atoma dışarıdan enerji verilerek elektronun daha yüksek enerjili bir orbitale geçmesine uyarılma denir. Uyarılmış atom yüksek enerjili ve kararsızdır.

Uyarılma durumu "*" işareti ile gösterilir. Örneğin:

• Be: 1s² 2s² (Temel hal)
• Be*: 1s² 2s¹ 3s¹ (Uyarılmış Hal)

Uyarılmış atomlar kararsız olduklarından dolayı tekrar temel hale dönme eğilimindedir. Bu dönüş sırasında enerji (genellikle ışık formunda) açığa çıkar.

Günlük hayattan örnek: Neon lambaların, floresan ışıkların ve havai fişeklerin çalışma prensibi, atomların uyarılması ve temel hale dönerken ışık yayması esasına dayanır. Kimyasal tepkimeler de genellikle atomların uyarılma ve temel hale dönüş süreçlerini içerir!