Kuantum Sayıları Ve Orbitaller Arasındaki Ilişki
kaynağı değiştir]
Elektronun enerjisi onun orbitaliyle ilgilidir. Elektron-elektron etkileşimi ihmal edilirse, bir dizilimin yaklaşık enerjisi her bir elektronun enerjilerinin toplamı alınarak belirlenebilir. En düşük elektronik enerji dizilimi temel hâl olarak adlandırılır. Diğer dizilimler ise uyarılmış hâli belirtir.
Örnek verilecek olursa, Sodyum atomunun temel hâldeki elektron dizilimi Aubau kuralı (alt kısımda görebilirsiniz) dikkate alınacak olursa 1s2 2s2 2p6 3s şeklindedir. İlk uyarılmış hâl, 3s orbitalindeki elektronu 3p orbitaline göndererek yapılır. Böylelikle 1s2 2s2 2p6 elektron dizilimi elde edilmiş olur. Atomların sahip oldukları elektron dizilimleri soğurma ve ışıma enerjisi ile değişebilir. Örneğin, Sodyum buharı lambasında, Sodyum atomları elektriksel boşalma vasıtasıyla 3p orbital seviyesine uyarılmışlardır. Daha sonra dalga boyu 589 nanometre olan sarı bir ışık yayarak temel hâline geri dönerler.
Değerlik elektronları uyarmak için (sodyum atomundaki 3s orbitali gibi) genellikle görülebilen ışınların ya da mor ötesi ışınların enerjisi gereklidir. Çekirdek elektronlarının da uyarılabilmesi mümkündür fakat bunun için x-ray fotonları gibi yüksek enerjiler gereklidir. 2p orbitalindeki elektronu 3s orbital seviyesine uyararak 1s2 2s2 2p5 3s2 elektron dizilimi böylelikle gerçekleşebilir.
Bu yazının geri kalanı yalnızca temel hâl ile ilgili olacaktır ve bu temel hâl sıklıkla atom ya da molekülün elektron dizilimi olarak tanımlanacaktır.
Tarihi[değiştir kaynağı değiştir]
Elementlerin özelliklerinde periyotluğun atomun elektronik yapısıyla açıklanabileceği fikri ilk olarak Niels Bohr (1923) tarafından önerilmiştir. Onun önerileri Bohr Atom Modeline dayandırılmıştır. Bohr atom modelinde elektron kabukları çekirdekten sabit bir uzaklıktaki yörüngeler olarak tanımlanmıştır. Bohr Atom Modelinin elektron dizilim gösterimi günümüz kimyasına oldukça yabancıdır. Örneğin Sülfür atomunun elektron dizilimi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (2.8.6) olarak değil; 2.4.4.6 olarak gösterilir
İlerleyen yıllarda Edmund Clifton Stoner, Arnold Sommerfeld’in elektron kabuğuna dair üçüncü kuantum sayısı tanımlamasını birleştirdi ve Sülfür elementinin kabuk yapısının 2.8.6 olduğunu doğru bir şekilde tahmin etti. Ama Bohr’un atom modeli de Stoner’ın atom modeli de bir manyetik alandaki atomik spektrum değişimleri tanımlayamamıştır.
Bohr bu eksikliğin gayet farkındaydı (diğer bilim adamları da) ve arkadaşı Wolfgang Pauili’ye kuantum teorisinin (bu sistem bugün “eski kuantum teorisi” olarak bilinir) ihmal edilmemesi için yardım istedi. Pauli, Zeeman etkisinin yalnızca atomun en dış elektronlardan kaynaklanabileceğini fark etti ve Stoner’in kabuk yapısına dair teorisini yeniden değerlendirdi. Bu yeni değerlendirmede dördüncü kuantum sayısı ve Pauli dışlama ilkesi eklenerek alt kabukların doğru yapısı belirlendi (1925) :
Baş kuantum sayısı (n) ve diğer üç kuantum numarası (k [l], j [ml] ve m [ms]) aynı olan iki elektronun varlığı mümkün değildir.
1926 yılında yayımlanan Schrödinger denklemi, hidrojen atomunun anlaşılır hale gelmesinin sonucu olarak dört kuantum numarasından üçünü verdi. Bu sonuç günümüzde kullanılan kimya kitaplarında da belirtildiği gibi atomik orbitalin nasıl olduğuna dair bilgiler sağladı. Atom spektrumu incelemeleri, atomların elektron diziliminin deneysel olarak belirlenmesini sağladı. Ayrıca atomun orbitallerinin elektronlarla nasıl dolduğuna dair deneysel bir kural (Madelung kuralı olarak bilinir (1936)) verdi.
Atomlar: Aufbau İlkesi ve Madelung Kuralı[değiştir Kuantum Sayıları
Modern Atom Teorisine göre, atomdaki elektronların durumları kuantum sayılarıyla açıklanır. Kuantum sayıları baş kuantum sayısı (n), orbital kuantum sayısı (l), magnetik kuantum sayısı (ml) ve spin kuantum sayısı (mS) olarak tanımlanır. n, l ve ml elektronun enerji ve açısal momentum gibi özellikleri belirtir; spin kuantum sayısı (mS) ise elektronun kendine özgü özelliğini ve davranışını ifade eder:
Baş Kuantum Sayısı (n): Kabuklar: Baş kuantum sayısı elektron bulutunun çekirdeğe olan uzaklığı ile ilgilidir; atomun enerji seviyelerini gösteren sıfırdan farklı tamsayılardır (n = 1, 2, 3,… ).
Orbital Kuantum Sayısı (l): Alt kabuklar: Orbital kuantum sayısı baş kuantum sayısına bağlıdır. Orbital kuantum sayısı l = 0, 1 , 2, 3 ………. (n – 1) değerlerini alabilir: örneğin n = 4 için l nin en büyük sayısı l = (4 - 1) = 3 olacağına göre l = 0, 1, 2, 3 olabilir.
Elektronların açısal momentumları:
Magnetik Kuantum Sayısı (ml): Magnetik kuantum sayısı 0, ±1, ±2,…, ±l değerlerini alabilir. Bir dış magnetik alandan elektronun açısal momentumunun etkileşmesi sonucu enerji seviyelerinde tekrar ayrılmalar olur. Bilindiği gibi elektronun çekirdek çevresinde dolanımı küçük bir elektrik akım ilmeği gibi düşünülebilir. Bu durum atomda bir magnetik alan meydana getirir. Dış magnetik alan (diğer elektronların magnetik alan etkisi) açısal momentum vektörünün yönelimini değiştirerek magnetik alan doğrultusundaki izdüşümlerinin alacağı değerler, magnetik kuantum sayısı olarak yazılır. Ömeğin n = 4 durumunda l nin alacağı en büyük sayı 3, ve ml değerleri 0, ±1, ±2, ±3 alabilir. Yani n = 4 enerji düzeyi için yedi farkli l = 3 orbitali mümkündür. Beş tl = 2 orbitali, üç l = 1 orbitali ve bir l = 0 orbitali olabilir; sonuçta:
n = 4 enerji düzeyinde 16 farklı elektron konfigürasyonu olabilir
LZ = mlh
Spin Magnetik Kuantum Sayısı (mS): Elektron çekirdek çevresinde dönerken kendi ekseni etrafında da döner; kendi ekseni etrafındaki dönmeye spin hareketi denir. Spin hareketi elektrona bir açısal momentum kazandırır. Bu durumda dış magnetik alan ile etkileşim açısal momentumun bu dış magnetik alan doğrultusunda iki yönde bileşeni olacak şekildedir. Bunlar alanla aynı yönlü ve alanla zıt yönlüdür. Bu durum elektronun iki zıt yöndeki spin hareketi yapmasından kaynaklanır; spin magnetik kuantum sayısı mS = +1/2 ve mS = –1/2 olabilir; yani, bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir.
İlk Dört Kabuk İçin Kuantum Sayıları Kombinasyonları
(n = 4’e kadar n, l, ve ml değerleri arasındaki ilişki)
n
l
Alt kabuk*
ml
Alt kabuk
orbital sayısı
Kabuk toplam
orbital sayısı
K
1
0
1s
0
1
1
L
2
0
2s
0
1
1
2p
1, 0, -1
3
4
M
3
0
3s
0
1
1
3p
1, 0, -1
3
2
3d
2, 1, 0, -1, -2
5
9
N
4
0
4s
0
1
1
4p
1, 0, -1
3
2
4d
2, 1, 0, -1, -2
5
3
4f
3, 2, 1, 0, -1, -2,-3
7
16
Elektron bulutları atomda elektrik alanları oluşturarak enerji seviyelerinde ayrılmalara neden olur; ayrılmalar alt enerji düzeyleri oluştururlar. Enerji seviyeleri ve açısal momentumun büyüklüğünü orbital kuantum sayısı belirler. Orbital kuantum sayısı l = 0, 1, 2, 3 ………. (n – 1) değerlerini alabilir: örneğin n = 4 için:
l = 0 ⇒ s l = 1 ⇒ p l = 2 ⇒ d l = 3 ⇒ f
Hidrojen Atomu
Schrodinger eşitliğinin hidrojen atomu için çözümünde uzam geometrisinden üç elektron spinlerden bir olmak üzere dört kuantum sayısıyla karşılaşılır. Pauli dışlama prensibine göre iki elektron aynı kuantum sayısına sahip olamaz; yani, kuantum sayıları elektronların sayılarına göre sınırlanmıştır.
Şekil-5: üç uzamsal kuantum sayısıyla üç küresel koordinat
GERİ
kaynağı değiştir]
Modern Atom Teorisine göre, atomdaki elektronların durumları kuantum sayılarıyla açıklanır. Kuantum sayıları baş kuantum sayısı (n), orbital kuantum sayısı (l), magnetik kuantum sayısı (ml) ve spin kuantum sayısı (mS) olarak tanımlanır. n, l ve ml elektronun enerji ve açısal momentum gibi özellikleri belirtir; spin kuantum sayısı (mS) ise elektronun kendine özgü özelliğini ve davranışını ifade eder:
Baş Kuantum Sayısı (n): Kabuklar: Baş kuantum sayısı elektron bulutunun çekirdeğe olan uzaklığı ile ilgilidir; atomun enerji seviyelerini gösteren sıfırdan farklı tamsayılardır (n = 1, 2, 3,… ).
Orbital Kuantum Sayısı (l): Alt kabuklar: Orbital kuantum sayısı baş kuantum sayısına bağlıdır. Orbital kuantum sayısı l = 0, 1 , 2, 3 ………. (n – 1) değerlerini alabilir: örneğin n = 4 için l nin en büyük sayısı l = (4 - 1) = 3 olacağına göre l = 0, 1, 2, 3 olabilir.
Elektronların açısal momentumları:
Magnetik Kuantum Sayısı (ml): Magnetik kuantum sayısı 0, ±1, ±2,…, ±l değerlerini alabilir. Bir dış magnetik alandan elektronun açısal momentumunun etkileşmesi sonucu enerji seviyelerinde tekrar ayrılmalar olur. Bilindiği gibi elektronun çekirdek çevresinde dolanımı küçük bir elektrik akım ilmeği gibi düşünülebilir. Bu durum atomda bir magnetik alan meydana getirir. Dış magnetik alan (diğer elektronların magnetik alan etkisi) açısal momentum vektörünün yönelimini değiştirerek magnetik alan doğrultusundaki izdüşümlerinin alacağı değerler, magnetik kuantum sayısı olarak yazılır. Ömeğin n = 4 durumunda l nin alacağı en büyük sayı 3, ve ml değerleri 0, ±1, ±2, ±3 alabilir. Yani n = 4 enerji düzeyi için yedi farkli l = 3 orbitali mümkündür. Beş tl = 2 orbitali, üç l = 1 orbitali ve bir l = 0 orbitali olabilir; sonuçta:
n = 4 enerji düzeyinde 16 farklı elektron konfigürasyonu olabilir
LZ = mlh
Spin Magnetik Kuantum Sayısı (mS): Elektron çekirdek çevresinde dönerken kendi ekseni etrafında da döner; kendi ekseni etrafındaki dönmeye spin hareketi denir. Spin hareketi elektrona bir açısal momentum kazandırır. Bu durumda dış magnetik alan ile etkileşim açısal momentumun bu dış magnetik alan doğrultusunda iki yönde bileşeni olacak şekildedir. Bunlar alanla aynı yönlü ve alanla zıt yönlüdür. Bu durum elektronun iki zıt yöndeki spin hareketi yapmasından kaynaklanır; spin magnetik kuantum sayısı mS = +1/2 ve mS = –1/2 olabilir; yani, bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir.
İlk Dört Kabuk İçin Kuantum Sayıları Kombinasyonları
(n = 4’e kadar n, l, ve ml değerleri arasındaki ilişki)
n | l | Alt kabuk* | ml | Alt kabuk orbital sayısı | Kabuk toplam orbital sayısı | |
K | 1 | 0 | 1s | 0 | 1 | 1 |
L | 2 | 0 | 2s | 0 | 1 | |
1 | 2p | 1, 0, -1 | 3 | 4 | ||
M | 3 | 0 | 3s | 0 | 1 | |
1 | 3p | 1, 0, -1 | 3 | |||
2 | 3d | 2, 1, 0, -1, -2 | 5 | 9 | ||
N | 4 | 0 | 4s | 0 | 1 | |
1 | 4p | 1, 0, -1 | 3 | |||
2 | 4d | 2, 1, 0, -1, -2 | 5 | |||
3 | 4f | 3, 2, 1, 0, -1, -2,-3 | 7 | 16 |
Elektron bulutları atomda elektrik alanları oluşturarak enerji seviyelerinde ayrılmalara neden olur; ayrılmalar alt enerji düzeyleri oluştururlar. Enerji seviyeleri ve açısal momentumun büyüklüğünü orbital kuantum sayısı belirler. Orbital kuantum sayısı l = 0, 1, 2, 3 ………. (n – 1) değerlerini alabilir: örneğin n = 4 için:
l = 0 ⇒ s l = 1 ⇒ p l = 2 ⇒ d l = 3 ⇒ f
Hidrojen Atomu
Schrodinger eşitliğinin hidrojen atomu için çözümünde uzam geometrisinden üç elektron spinlerden bir olmak üzere dört kuantum sayısıyla karşılaşılır. Pauli dışlama prensibine göre iki elektron aynı kuantum sayısına sahip olamaz; yani, kuantum sayıları elektronların sayılarına göre sınırlanmıştır.
Şekil-5: üç uzamsal kuantum sayısıyla üç küresel koordinat
GERİ
İnce yapı, Darwin ifadesi, (atomun içindeki elektronların temas etkileşimleri) ve göreli kinetik enerji düzeltmelerinden (elektronun spini ve hareketi ile çekirdeğinin elektrik alanı arasındaki elektrodinamik etkileşim) kaynaklanır.