Modern Atom Teorisi ve Gazlar

Orbital, elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu üç boyutlu bölgedir; matematiksel olarak bir dalga fonksiyonuyla tanımlanır. Orbitali çizerken elektronun zamanın büyük bölümünü (örneğin %90'ını) geçirdiği bölgenin sınırını gösteririz. Orbitalin içinde elektron belirli bir yol izlemez.

Tek elektronlu atom ve iyonlarda orbitalin enerjisi yalnız baş kuantum sayısı n'ye bağlıdır: Hidrojende 3s, 3p ve 3d orbitallerinin enerjileri eşittir.

Schrödinger denkleminin çözümleri, her orbitali üç kuantum sayısıyla tanımlar; dördüncü kuantum sayısı elektronun spinini belirtir.

Örnek: n = 3 katmanında ℓ = 0, 1, 2 değerleri vardır; bu da 3s, 3p ve 3d alt kabuklarını verir. Orbital sayısı 1 + 3 + 5 = 9 = 3², alabileceği en fazla elektron 2 × 9 = 18'dir. Genel olarak bir katmanda n² orbital ve en fazla 2n² elektron bulunur.

Bir atomda iki elektronun dört kuantum sayısının dördü birden aynı olamaz (Pauli ilkesi). Bu nedenle aynı orbitaldeki iki elektronun spinleri zıt olmalıdır.

• s orbitalleri küre biçimindedir; çekirdek çevresinde her yönde aynı olasılık dağılımı gösterir. n büyüdükçe s orbitali büyür: 1s < 2s < 3s.

• p orbitalleri iki loblu (halter biçimli) yapıdadır. Her p alt kabuğunda x, y ve z eksenleri boyunca yönelmiş üç p orbitali (pₓ, p_y, p_z) bulunur.

• d orbitalleri daha karmaşık biçimdedir; bir d alt kabuğunda beş orbital vardır. f orbitallerinin biçimine bu düzeyde girilmez.

Küresel simetri: Bir alt kabuk yarı dolu veya tam dolu olduğunda elektron yoğunluğu her yöne eşit dağılır ve atom küresel simetri gösterir. s¹, s², p³, p⁶, d⁵ ve d¹⁰ dizilimleriyle biten atomlar küresel simetriktir. Bu dizilimler ek kararlılık sağlar; iyonlaşma enerjilerindeki bazı düzensizlikler ve Cr ile Cu'nun dizilim istisnaları bununla ilişkilendirilir.

Örneğin ₇N (2p³) ve ₁₀Ne (2p⁶) küresel simetriktir; ₈O (2p⁴) değildir.

Çok elektronlu atomlarda elektronlar birbirini iter ve iç katmanlardaki elektronlar dıştakileri çekirdekten kısmen perdeler. Bu nedenle orbitalin enerjisi yalnız n'ye değil, ℓ'ye de bağlıdır: Aynı katmanda enerji s < p < d < f sırasıyla artar.

Orbitallerin dolma sırası n + ℓ kuralıyla bulunabilir:

• n + ℓ değeri küçük olan orbitalin enerjisi daha düşüktür.

• n + ℓ değerleri eşitse n'si küçük olanın enerjisi daha düşüktür.

Örnek: 4s için n + ℓ = 4 + 0 = 4; 3d için 3 + 2 = 5. Bu yüzden 4s, 3d'den önce dolar. 3d (5) ile 4p (5) karşılaştırılınca n'si küçük olan 3d önce gelir.

Bu kuralla elde edilen doldurma sırası:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Program atom numarası 36 ve daha küçük türlerin dizilimlerini esas alır; bu yüzden en çok 4p'ye kadar olan bölümü kullanacağız.

Dizilimleri kısaltmak için önceki soy gazın dizilimi köşeli parantezle yazılabilir: ₁₁Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ = [Ne] 3s¹.

Örnek dizilimler (Z ≤ 36):

• ₁₇Cl: [Ne] 3s² 3p⁵; ₁₇Cl⁻: [Ne] 3s² 3p⁶ = [Ar]

• ₂₀Ca: [Ar] 4s²; ₂₀Ca²⁺: [Ar]

• ₂₆Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

• ₃₀Zn: [Ar] 4s² 3d¹⁰; ₃₅Br: [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵

İstisnalar: ₂₄Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵ (beklenen 4s² 3d⁴ değil) ve ₂₉Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (beklenen 4s² 3d⁹ değil). Her iki durumda da yarı dolu veya tam dolu d alt kabuğunun kararlılığı ile açıklanır.

İyon oluşumu: Katyon oluşurken elektronlar en büyük baş kuantum sayılı orbitalden koparılır. Bu nedenle geçiş metallerinde 4s elektronları 3d'den önce ayrılır: ₂₆Fe²⁺: [Ar] 3d⁶, ₂₆Fe³⁺: [Ar] 3d⁵. Anyon oluşurken elektronlar sıradaki boş orbitale eklenir.

İzoelektronik türler aynı sayıda elektrona sahiptir: ₈O²⁻, ₉F⁻, ₁₀Ne, ₁₁Na⁺, ₁₂Mg²⁺ türlerinin hepsinde 10 elektron vardır ve dizilimleri 1s² 2s² 2p⁶'dır.

Değerlik orbitalleri, atomun kimyasal tepkimelerde elektron alıp verdiği veya ortaklaştırdığı orbitallerdir. Ana grup elementlerinde bunlar en dış katmanın (en büyük n) s ve p orbitalleridir. Geçiş elementlerinde en dış katmanın s orbitali ile bir iç katmanın d orbitalleri de değerlik orbitali olarak davranır.

Değerlik elektronları değerlik orbitallerindeki elektronlardır.

• ₁₆S: [Ne] 3s² 3p⁴ → değerlik elektron sayısı 6 (6A grubu).

• ₁₂Mg: [Ne] 3s² → 2 değerlik elektronu (2A grubu).

• ₂₅Mn: [Ar] 4s² 3d⁵ → değerlik elektronları 4s ve 3d'dedir; toplam 7 (7B grubu).

Ana grup elementlerinde değerlik elektron sayısı A grup numarasına eşittir; bu yüzden aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir. Helyum (1s²) iki değerlik elektronu taşımasına rağmen dolu katmanı nedeniyle soy gazlarla (8A) birlikte yer alır.

Nötr bir atomun elektron diziliminden periyodik sistemdeki yeri şöyle bulunur:

• Periyot numarası = dizilimdeki en büyük baş kuantum sayısı.

• Blok = son elektronun girdiği alt kabuk türü (s, p, d, f).

• Grup: s blokunda ns¹ → 1A, ns² → 2A; p blokunda ns² npˣ → (2 + x)A; d blokunda ns² (n−1)dˣ için toplam (2 + x) elektron 3B…8B gruplarını verir (Fe, Co, Ni 8B'dedir); (n−1)d¹⁰ ns¹ → 1B, (n−1)d¹⁰ ns² → 2B.

1–18 numaralandırmasında s ve d bloku için grup numarası ns ve (n−1)d elektronlarının toplamı, p bloku için 10 + değerlik elektron sayısıdır.

Ters yönde örnek: X²⁺ iyonunun dizilimi [Ar] 3d⁵ ise nötr atom iki elektron daha taşır: [Ar] 4s² 3d⁵. Atom numarası 18 + 7 = 25'tir (Mn); 4. periyot, d bloku, 7B grubu.