9. SINIF KİMYA · ÜNİTE 6 · ATOM ORBİTALLERİ VE ELEKTRON DİZİLİMİ

“Bohr atom teorisi, tek elektron içeren atom (H) ve iyonlardaki (₃Li²⁺, ₄Be³⁺ vb.) elektron davranışlarını açıklayabilir ancak iki veya daha fazla elektrona sahip atomlarda elektron davranışlarını tam olarak açıklayamaz. Bu tür atomların tanımlanması için atom orbitallerinin doğasını, bağıl enerjilerini ve elektronların mevcut orbitalleri nasıl doldurduğunu dikkate almak gerekir.”

“Elektronun yoğun olarak bulunduğu bölge atom orbitalidir. Atom orbitalleri belirli temel enerji seviyelerinde bulunur. Bu temel enerji seviyeleri alt enerji seviyelerine ayrılır. Atom orbitalleri genellikle s, p, d ve f olmak üzere dört çeşittir.”

“İlk temel enerji seviyesinin bir alt, ikinci temel enerji seviyesinin iki alt, üçüncü temel enerji seviyesinin ise üç alt seviyesi vardır ve sıralama bu şekilde devam eder.”

Gösterim kuralı şu: “Bir atom orbitali gösterilirken önce orbitalin bulunduğu enerji seviyesi (n), sonra orbitalin türü yazılır.” Yani 2p demek, “ikinci enerji seviyesindeki p türü orbital” demektir.

Düğmeyle bir orbital türü seç. Canvas o türün şeklini ve o alt seviyede kaç orbital bulunduğunu çizer; altta tanımı ile o türün hangi enerji seviyesinden itibaren başladığı yazar. Çizimler ders kitabının görsellerindeki gibi x, y, z eksenleri üzerinde gösterilmiştir.

“En fazla elektron” sütunu Kontrol Noktası 1.4’teki bilgiden çıkar: “Bir orbital en fazla iki elektron alabilir.” O hâlde her türün elektron kapasitesi, orbital sayısının iki katıdır. Orbital sayıları 1, 3, 5, 7 — ikişer artan tek sayılar; kapasiteler 2, 6, 10, 14.

“Atomdaki enerji seviyeleri bir amfi tiyatrodaki koltuk sıralarına benzetilebilir. Sahneden uzaklaştıkça daha yüksek ve uzak sıralarda daha fazla koltuk vardır. Bu durum, bir atomdaki enerji seviyeleri ve bu enerji seviyelerindeki orbital sayısının artışı ile ilişkilendirilebilir. Enerji seviyelerinin çekirdeğe olan uzaklığı arttıkça enerji seviyelerinde bulunan orbital sayısı artar.”

Benzetmede sahne çekirdek, koltuklar orbitallerdir. Uzaktaki sıralarda daha çok koltuk olması, uzaktaki enerji seviyelerinde daha çok orbital bulunmasına karşılık gelir.

Kontrol Noktası 1.4 bu tabloyu doldurtup örüntüyü soruyor. Örüntü şudur: n. enerji seviyesinde n² orbital, en fazla 2n² elektron bulunur. Sağlaması kolay: n = 3 için 3² = 9 orbital, 2 · 9 = 18 elektron. Dikkat: bu, o seviyenin kapasitesidir; elektronların gerçekte hangi sırayla dolduğu ayrı bir konudur ve bir sonraki bölümün konusu tam olarak budur.

“Çok elektronlu atomlarda birden fazla elektronun varlığı atom orbitallerinin bağıl enerji seviyelerini büyük ölçüde değiştirir. Atomların proton sayısı arttıkça 2s ve 2p atom orbitalleri arasındaki enerji farkının artmasının nedeni elektron-elektron itmeleridir. Elektron itmeleri bir kabuktaki çeşitli alt kabukların farklı enerjilerde olmasına neden olur.”

“Çok elektronlu atomlarda atom orbitallerinin bağıl enerji sıralaması genellikle

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

şeklindedir. Belirli bir alt kabuğun tüm orbitallerinin (3p orbitalleri gibi) enerjileri birbirleriyle aynıdır. Orbitallerin enerjileri ve aralıkları bir atomdan diğerine farklılık gösterir.”

Bu sıralamada dikkat çeken şey 4s’in 3d’den önce gelmesidir. Sıra sadece n’ye göre gitseydi 3d, 4s’ten önce gelirdi. Aynı şekilde 5s < 4d ve 6s < 4f de aynı örüntüyü izler.

Bağıl enerji diyagramı. Kaydırakla kaç orbitalin dolduğunu değiştir: dolan orbitaller renklenir ve toplam elektron sayısı ile o elementin simgesi altta yazar. Aynı alt kabuktaki orbitallerin aynı yükseklikte durduğuna dikkat et — “belirli bir alt kabuğun tüm orbitallerinin enerjileri birbirleriyle aynıdır” cümlesi bu demektir. 4s’in 3d’nin altında olduğunu da diyagramda göreceksin.

“Çok elektronlu atomlarda 3d enerji seviyesi 4s enerji seviyesine çok yakındır. Bir atomun toplam enerjisi, sadece orbital enerjilerinin toplamına değil aynı zamanda bu orbitallerdeki elektronların itme kuvvetine de bağlıdır. 3d orbitali, sayıca 4s orbitalinden daha fazla olduğundan daha fazla elektron bulundurabilir. Buna göre bir atomda 4s orbitalinin 3d orbitalinden önce dolması, toplam enerjinin daha düşük olmasına neden olur.”

Kısacası: elektronlar birbirini iter. 3d alt kabuğunda beş orbital vardır (10 elektron), 4s’te ise bir (2 elektron). Elektronları önce 4s’e koymak, atomun toplam enerjisini daha düşük tutar. Kural “n küçük olan önce dolar” değil, “atomun toplam enerjisini en aza indiren düzen tercih edilir”dir.

1) Elektron dağılımı şeması. Kitap, sıralamayı kolay hatırlamak için bir şema verir: satırlar n = 1, 2, 3… olarak alt alta yazılır (1s / 2s 2p / 3s 3p 3d / 4s 4p 4d 4f …), sonra çapraz oklar izlenir. Bu şemada oklar sağ üstten sol alta doğru gider ve okuduğun sıra tam olarak 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f… çıkar.

2) Toplamlar kuralı. Her orbital için n ile tür numarasını (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3) topla; toplamı küçük olan önce dolar. Toplamlar eşitse n’si küçük olan önce dolar. Sağlaması: 4s için 4 + 0 = 4, 3d için 3 + 2 = 5. Dört beşten küçük olduğu için 4s önce dolar. 4p (4 + 1 = 5) ile 3d (5) eşit çıkar; bu durumda n’si küçük olan 3d önce dolar. Kural bütün sıralamayı üretir.

İkinci kural ders kitabında yazmıyor; sıralamayı ezberlemeden üretmenin bilinen ve her zaman doğru sonucu veren yoludur.

1) Elektron dağılımı (konfigürasyonu): “önce orbitalin bulunduğu temel enerji seviyesi ve orbital türü yazılır, ardından orbitaldeki elektron sayısı üs olarak gösterilir”. Örnek: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

2) Orbital şeması: “geometrik şekiller orbitalleri, şekillerin içindeki işaretler ise elektronları temsil eder”. Bir kutu bir orbitaldir; kutudaki ok bir elektrondur. Boş orbital (kutu boş), yarı dolu orbital (tek ok) ve tam dolu orbital (zıt yönlü iki ok) ayrı ayrı gösterilir.

Gerçek dağılımlar ayrıca spektroskopik ve manyetik yöntemler gibi deneysel çalışmalarla belirlenir; ama pek çok atom için dağılımın bağıl enerji sırası ile Aufbau ilkesi, Pauli dışlama ilkesi ve Hund kuralı uygulanarak tahmin edilebileceğini söyler.

Kaydırakla atom numarasını değiştir. Canvas elektronları Aufbau sırasına göre yerleştirir, her kutuya en fazla iki zıt yönlü ok koyar (Pauli) ve eş enerjili kutuları önce tek tek doldurur (Hund). Altta o elementin elektron dağılımı, değerlik elektron sayısı ve dağılımın soy gaz kısaltmalı hâli yazar.

₇N (7 elektron): Aufbau’ya göre önce 1s, sonra 2s dolar (Pauli gereği ikişer zıt yönlü elektron). Kalan 3 elektron 2p’ye gider. 2p alt seviyesi üç özdeş orbitalden oluşur; Hund kuralına göre bu üç elektron 2p orbitallerine birer birer aynı yönde yerleşir. Sonuç: 1s² 2s² 2p³

₈O (8 elektron): ilk 2 elektron 1s’e, sonraki 2 elektron 2s’e, kalan 4 elektron Hund kuralına göre 2p orbitallerine yerleşir — önce üç orbitale birer tane, sonra dördüncü elektron bunlardan birinde eşleşir. Sonuç: 1s² 2s² 2p⁴

₁₁Na (11 elektron): 1s’e 2, 2s’e 2, 2p orbitallerine toplam 6 ve 3s’e 1 elektron yerleşir. Sonuç: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Kısaltma: bir dağılımın başındaki soy gaz kısmı köşeli parantezle kısaltılabilir. ₁₁Na için 1s² 2s² 2p⁶ aslında ₁₀Ne’nin dağılımıdır; bu yüzden [Ne] 3s¹ yazılır. Bu gösterim ders kitabında geçmiyor ama yerleşiktir ve dağılımın değerlik kısmını öne çıkardığı için işe yarar.

“Atom orbitallerindeki elektronlar çekirdek tarafından çekilir. Çekirdeğin çekim gücü, eş enerjili alt orbitallere dengeli bir şekilde dağıldığında atomun kararlılığı artar. s orbitali küresel bir şekle sahip olduğundan çekirdeğin çekim gücü bu orbitale dengeli dağılır.”

Doluluk şemaları:

Yarı dolu atom orbitalleri: s¹ · p³ · d⁵ · f⁷

Tam dolu atom orbitalleri: s² · p⁶ · d¹⁰ · f¹⁴

Küresel simetri şu demektir: son enerji düzeyindeki eş enerjili orbitaller ya hepsi yarı dolu ya hepsi tam dolu olduğunda, elektron yoğunluğu çekirdeğin çevresine dengeli dağılır ve atom daha kararlı olur. Kararlılığı belirleyen şey elektronların sayısı değil, ne kadar dengeli dağıldığıdır.

Etkinlik 1.10’daki on atom. Valans (değerlik) elektronları son enerji düzeyindeki elektronlardır; küresel simetri de bu düzeye bakılarak belirlenir. Kutuya bir simge ya da “yarı dolu”, “tam dolu” yaz.

₂₄Cr için beklenen ve gözlenen dağılım yan yana verilir. Düğmeyle iki elemente de bak: canvas iki dağılımı karşılaştırır, altta hangisinin daha kararlı olduğu ve nedeni yazar.

Cr ve Cu’nun dağılımları Aufbau ilkesine aykırı gibi görünür ama üç kural hâlâ geçerlidir. Olan şey şudur: 4s ile 3d enerjileri birbirine çok yakındır; bu iki seviyenin arasındaki küçük enerji farkı, yarı dolu ya da tam dolu d alt kabuğunun sağladığı ek kararlılıkla karşılanabilir. Kural da bunu söyler: “Bir atomun toplam enerjisi, sadece orbital enerjilerinin toplamına değil aynı zamanda bu orbitallerdeki elektronların itme kuvvetine de bağlıdır.”

Bu yüzden sınavda şu ayrım işe yarar: beklenen dağılım kuralların düz uygulamasıdır; gözlenen dağılım deneyle bulunmuş olandır. Gerçek dağılımlar zaten spektroskopik ve manyetik yöntemlerle belirlenir — yani son söz deneyindir.

₂₉Cu için yalnız soru soruluyor, cevap verilmiyor. Cevap şudur: beklenen dağılım …4s² 3d⁹, gözlenen dağılım …4s¹ 3d¹⁰’dur; yani Cu tam dolu d alt kabuğuna geçerek küresel simetri kazanır ve küresel simetri özelliği gösterir.

Periyodik tablonun düzeni zaten elektron dağılımının kendisidir. Bir elementin yerini bulmak için iki şeye bakılır:

Periyot (satır) = elektron dağılımındaki en büyük n değeri. ₁₁Na için dağılım 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹; en büyük n = 3, yani Na 3. periyottadır.

Grup (sütun) = son dolan bloğa göre:

· Dağılım ns ile bitiyorsa (s bloğu): grup numarası = değerlik elektron sayısı. ₁₁Na → 3s¹ → 1. grup. ₁₂Mg → 3s² → 2. grup.

· Dağılım np ile bitiyorsa (p bloğu): grup numarası = 10 + (ns ve np elektronlarının toplamı). ₁₇Cl → 3s² 3p⁵ → 10 + 7 = 17. grup. ₁₈Ar → 3s² 3p⁶ → 10 + 8 = 18. grup.

· Dağılım nd ile bitiyorsa (d bloğu): grup numarası = (n+1)s ve nd elektronlarının toplamı. ₂₆Fe → 4s² 3d⁶ → 2 + 6 = 8. grup.

Bu kurallar ders kitabında yazmıyor; oranın “Bilmeniz Gerekenler” bölümünde “atomların katman elektron dağılımıyla periyodik tabloda yer bulma” bir ön bilgi olarak listeleniyor. Yukarıdaki üç kural o ön bilginin orbital dağılımıyla yazılmış hâlidir ve ilk 36 element için istisnasız çalışır.

Düğmelerle bir element seç. Canvas periyodik tabloda o elementin hücresini vurgular; altta elektron dağılımı, periyodu, grubu ve bunları nasıl bulduğun adım adım yazar.

“Günlük hayatın birçok alanında etkili olan atom orbitalleri ve elektron dağılımı özellikle metal iyonlarını içeren bileşiklerde renkli malzemelerin oluşumunu sağlar. Elektron geçişleri malzemelerin renklerini etkilediği için birçok pigment ve renklendirici, atomların elektron dağılımına dayanarak tasarlanır.”

“Kimyasal tepkimelerin anlaşılmasında belirleyici olan elektron dağılımı, moleküler bağlar ve tepkime mekanizmaları elektronların nasıl hareket ettiğine ve atomların birbirleriyle nasıl etkileşime girdiğine bağlıdır. İlaç moleküllerinin hedef proteinlere bağlanma şekilleri, atomların elektron dağılımına bağlı olarak ilaçların tasarımında ve etkilerinin anlaşılmasında kullanılır.”

“Elektronik cihazlar elektronların kontrol edilmesi prensibine dayanır. Örneğin transistörler, yarı iletken malzemelerdeki elektron dağılımının değiştirilmesiyle çalışır. Bu prensip; bilgisayar, telefon ve diğer elektronik cihazlar için temel bir ilkedir. Atomların elektron dağılımı ise termal iletkenliği etkiler. Özellikle yarı iletken malzemelerdeki elektron dağılımı termal izolasyon özelliklerini belirleyerek ısı yalıtım malzemelerinin tasarımında kullanılır.”

Paragraf şöyle bitiyor: “Bu kavramlar kimyanın yanı sıra fizik, malzeme bilimi, biyokimya gibi farklı disiplinler için de önemlidir.” — yani ünite 2’de gördüğün alt disiplinlerin hepsi bu konuya dayanıyor.

Bir elektron dağılımı ya da orbital şeması anlatılır; hangi kurala uymadığını (ya da uyduğunu) seç. Sorular her turda karışır.

Her satırdaki özellik hangi orbital türüne aittir? Satır başına tek hücreyi işaretle, sonra Denetleye bas.