Bölüm 3:
Atomun Elektron Yapısı
İçerik
1. ELEKTROMANYETİK IŞIMA
2. ATOM SPEKTRUMLARI
3. KUANTUM KURAMI
4. BOHR ATOM MODELİ
5. MODERN KUANTUM MEKANİĞİNE YOL AÇAN
KAVRAMLAR
6. DALGA MEKANİĞİ
7. KUANTUM SAYILARI VE ELEKTRON ORBİTALLERİ
8. ELEKTRON SPİNİ : 4. KUANTUM SAYISI
9. ÇOK ELEKTRONLU ATOMLAR
10.ELEKTRON DAĞILIMI
2
Elektromanyetik Işıma
Elektromanyetik ışıma, elektrik ve manyetik alanların dalgalar şeklinde
yayıldığı bir ortamdan (örn. cam) veya vakumdan yayınlanan enerji şeklidir.
• Enerjiyi boşluğa doğru taşır
• Görünür ışıklar, x-ray ışınları, radyo dalgaları, ışık dalgalarını içerir
• Belli temel karakteristikleri taşır
• Vakum ortamındaki bütün hareketlerde hızı 3,00 x 108 m/s dir. (Işık hızı)
Dalga, bir ortamda enerji taşıyan bir uyarıcıdır.
Birbirini izleyen iki tepeciğin en üst
noktaları ( ya da iki çanağın en alt
noktaları) arasındaki uzaklığa dalga
boyu denir ve “” ile gösterilir.
(dalga boyu)
Frekans: Belirli bir noktadan birim zamanda
geçen tepecik veya çanak sayısıdır ve “” ile
gösterilir. Birimi Hz (s-1) ’dir.
(tepecik)
(çanak)
3
Elektromanyetik dalgalar, hem elektrik hem manyetik alana sahiptir ve
bunlar birbirine dik olarak yayılır. Dalganın, elektrik ve manyetik
bileşenlerinin frekansı, dalga boyu ve genliği birbirine eşittir. Uzun dalga
boyuna (a) sahip dalganın frekansı düşük, kısa dalga boyuna (b) sahip
dalganın frekansı yüksektir.
Elektrik alan bileşeni
Manyetik alan bileşeni
Yayılma
doğrultusu
Uzun dalga boyu
Düşük frekans
Elektrik alan bileşeni
Manyetik alan bileşeni
Kısa dalga boyu
Yüksek frekans
Yayılma
doğrultusu
4
Frekans, Dalga boyu ve Elektromanyetik Işımanın Hızı
SI biriminde frekans birimi, s-1, Hertz (Hz), dalga boyu
birimi metredir. Bununla birlikte aşağıdaki tabloda
verilen birimler de kullanılır.
Birim
Symbol
Işıma Tipi
Uzunluk (m)
Angstrom
Å
10-10
X-ray
Nanometre
nm
10-9
UV, Görünür
Mikrometre

10-6
Kızıl ötesi
Milimetre
mm
10-3
Kızıl ötesi
Santimetre
cm
10-2
Mikro dalga
Metre
m
1
TV, radyo
Işık hızı (c), dalga boyu () ve frekans () arasındaki
bağıntı şu şekildedir:
c=x
5
Elektromanyetik Spektrum
Elektromanyetik Spektrum: Evrenin herhangi bir yerinde
fizik kurallarınca mümkün kılınan tüm elektromanyetik
radyasyonu ve farklı ışıma türevlerinin dalga boyları
veya frekanslarına göre yerlerini ifade eden kavramdır.
6
• Görünür Bölge Spektrumu
• Cam gibi bir ortamda ışığın hızı
vakumdakinden
daha
düşüktür.
Bundan başka, ışık bir ortamdan başka
bir ortama geçerken yansır ya da kırılır
ve değişik renklere ayrışır. Renkler,
gözümüzün görme sınırı içinde kalan ve
belirli frekansları olan ışınlardan ileri
gelir.
7
Atom Spektrumları
Beyaz ışığın her bir dalga boyu bileşeni yarığın çizgi
seklindeki görüntüsünü verir ve bu çizgiler bitişerek
kırmızıdan mora kadar uzanan kesiksiz bir renk bandı
oluşturur. Bu nedenle beyaz ışığın spektrumu süreklidir.
Diğer taraftan gaz halindeki belirli maddelerin oluşturduğu
spektrumlar belirli sayıda renkli çizgiler ve bunların arasında
bulunan karanlık boşluklar taşır. Böyle sürekli olmayan
spektrumlara atom spektrumu veya çizgi spektrumu denir.
Elementler kendilerine özgü birer çizgi spektrumuna
sahiptirler.
8
Atom Spektrumları
Beyaz ışığın spektrumu: Beyaz
ışık
bir
cam
prizmadan
geçirildiğinde kırmızı ışık en
az, mor ışık en çok kırılır.
Görünür spektrumun diğer
renkleri
kırmızı
ile
mor
arasında bulunur.
Hidrojen
çizgi
spektrumu: Spektrumda
yalnızca biri çıplak gözle
görülebilen dört çizgi
bulunur.
Bunlara
ek
olarak morötesi bölgede
birbirine
çok
yakın
9
çizgiler vardır.
Atom Spektrumları
1885’de Johann Balmer hidrojen atomlarının spektrum
çizgileri için deneme yanılma yöntemini kullanarak
aşağıdaki eşitliği çıkardı.
  3 , 2881  10
15
1 
 1
s  2  2
n 
2
1
n2
10
• Atom spektrumları, kesin olarak bilinen
belirli sayıda dalga boyu çizgilerinden
oluştuğu için atom yapıları hakkında
bilgi edinilmesine olanak sağlar. Bu
çizgilerin dalga boyları, gaz halindeki
atomları ancak belli enerjiye sahip
ışınların uyarabileceğini gösterir.
11
Kuantum Teorisi
Madde ve ışık etkileşimi incelendikçe klasik fizik
kuralları bulguları açıklayamamaya başladı ve kuantum
teorisi ortaya çıktı.
Siyah cisim
12
Kuantum Teorisi
• Siyah cisim ışıması:
• Üzerine gelen bütün ışınları soğuran cisimlere siyah
cisim denir. Siyah cisim ısıtılırsa yaydığı ışımalarda
her çeşit dalga boyunun bulunduğu görülür. Düşük
sıcaklıklarda az enerjili (uzun dalga boylu) ışımalar,
ve sıcaklık yükseldikçe yüksek enerjili (kısa dalga
boylu) ışımalar olur. O halde siyah cismin çeşitli
sıcaklıklarda ısıma şiddetinin ışımanın dalga boyuna
bağlı olması, dalga kuramına göre açıklanamaz.
Çünkü dalga kuramına göre ışımanın şiddeti genliğin
karesi ile orantılıdır.
13
Kuantum Teorisi
Bu özellikleri açıklayabilmek için M. Planck, 1900 de
kuantum kuramını önermiştir:
• Işıma enerjisi ancak belli büyüklüklerde soğurulup
yayımlanabilir yani kuantumlar halinde alınıp
verilebilir.
• Bir sistemin izin verilen iki enerji düzeyi arasındaki
fark belirli bir değere sahiptir ve bu fark enerji
kuantumu olarak adlandırılır.
Planck’a göre bir elektromanyetik ışımanın veya bir
kuantumunun enerjisi, ışımanın frekansı ile orantılıdır
ve frekans yükseldikçe enerji artar. Bu ifade aşağıdaki
gibi yazılır ve Planck eşitliği adını alır:
E  h
h: Planck sabiti olup değeri 6,626 X 10-34 J.s’dir.
14
Kuantum Teorisi
Fotoelektrik Olayı
Belirli metallerin yüzeyine ışık
çarptığında metalden elektron
boşalımı
olur.
Bu
olaya
fotoelektrik
olayı
kopan
elektronlara
foto-elektron
denir. Bu olay 1888 yılında
Hertz tarafından keşfedilmiştir.
Fotoelektrik
deneylerinden
elde edilen bulgular:
15
Fotoelektrik Olayı
•
Gelen ışığın frekansı arttıkça kopan elektronların
kinetik enerjisi artar; elektronların kinetik enerjisi
ışığın şiddetine bağlı değildir.
•
Gelen ışığın frekansı belirli bir eşik değerin (o )
altında ise elektron koparamaz, elektronların
kopması ışığın şiddetine bağlı değildir.
•
Gelen ışığın şiddeti arttıkça kopan elektron sayısı
artar, ama elektronun kinetik enerjisi değişmez.
16
Kuantum Teorisi
Fotoelektrik Olayı
1905’de
Einstein
elektromanyetik
ışımanın tanecik karakterine sahip
olduğunu ve daha sonra G. N. Lewis
tarafından foton adı verilen bu ışık
taneciklerinin
Planck
eşitliği
ile
hesaplanabilecek özgün bir enerjiye
sahip olduğunu ileri sürdü.
17
Kuantum Teorisi
• Bir foton bir metal atomuna çarptığında tüm enerjisini
elektronlara verir, fakat yüzeyden elektron koparabilmesi
için bir minimum enerjiye sahip olmalıdır. Bakır levhadan
elektron koparabilmek için mor ötesi veya daha yüksek
frekanslı ışıma, potasyumdan koparabilmek için ise daha
düşük frekanslı mavi ışık yeterlidir. Işımanın (fotonların)
enerjisi elektron koparmak için gerekli enerjiden büyük
ise, aradaki fark elektrona kinetik enerji halinde verilerek
elektronun fırlamasını sağlar.
E foton  E 0  E k
Gelen ışık
enerjisi
İş fonksiyonu
veya
eşik enerjisi
h  h 0 
1
2
2
m e ve
elektronların kinetik enerjisi
18
Bohr Atom Modeli
Niels Hendrik Bohr, Rutherford atom
modeli
ile
Planck’ın
kuantum
teorisini kullanarak 1913 yılında yeni
bir atom modeli öne sürdü. Bu yeni
model
Rutherford
modelinin
açıklayamadığı
noktalara
ışık
tutuyordu. Bohr’un atom teorisi 3
temel varsayıma dayanır.
19
Bohr Atom Modeli
1. Bir atomda bulunan her elektron çekirdekten ancak
belirli uzaklıklardaki yörüngelerde bulunabilir. Her
yörünge belirli bir enerjiye karşı gelir ve elektron
yörüngelerden birinde hareket ederken enerji
kaybederek çekirdeğe doğru yaklaşmaz.
2. Yüksek enerji düzeyinde bir elektron düşük enerji
düzeyine inerse enerji düzeyleri arasındaki enerji
farkına eşit enerji yayınlanır.
3. Elektronlar çekirdek çevresinde dairesel yörüngeler
izlerler ve elektronların açısal momentumları ancak
belirli değerler alabilirler. Bu değerler ancak planck
sabitinin tam katları olabilir.
20
Bohr Atom Modeli
Elektronlar için izin verilen haller n =
1,
n
=
2,
n = 3 ve benzeri şekilde numaralanır
ve bu tam sayılara baş kuantum
sayısı denir. Kuram yörüngelerdeki
elektronların hızlarını ve en önemlisi
enerjilerini hesaplama olanağı verir.
Çekirdekten tamamen uzaklaşmış
elektronun enerjisi sıfır kabul edilir.
Elektron
çekirdek
tarafından
çekilerek
bir
n
yörüngesine
yerleştiğinde bir enerji yayınlanır. Bu
sırada
elektronun
enerjisi
azaldığından, enerji negatif olarak
gösterilir.
21
Bohr Atom Modeli
• Hidrojen atomunun enerji seviyeleri
Hidrojen atomunun enerji
seviyeleri
Hidrojen atomunun yörünge
yarıçapları
RH= 2,179 X 10-18 J
Bohr yarıçapı
22
Bohr Atom Modeli
Eğer elektron 2,179 x 10-18 J
değerinde bir enerji kazanırsa,
n=∞ yörüngesine geçer, yani
hidrojen
atomu
iyonlaşır.
Elektron yüksek sayılı bir
yörüngeden n=1 yörüngesine
düşerse morötesi ışık şeklinde
bir enerji yayınlanır (Lyman
serisi). Elektron geçişi n=2
yörüngesine olursa meydana
gelen
çizgiler
Balmer
serisinde
olur.
n=3
yörüngesine
geçişler
ise
kızılötesi bölgede (Paschen)
spektrum çizgileri oluştururlar
23
Bohr Atom Modeli
• Normal olarak, hidrojen atomunda elektron
çekirdeğe en yakın yörüngede bulunur (n =
1), bu en düşük izin verilen enerji düzeyidir
ve temel hal olarak adlandırılır. Elektron bir
enerji kuantumu kazandığında daha yüksek
enerji düzeyine (n = 2 veya 3, …) geçer
(uyarılmış hal), elektron çekirdeğe yakin bir
yörüngeye indiği zaman, iki enerji düzeyi
arasındaki fark kadar enerji yayınlanır.
24
Bohr Atom Modeli
Soğurma
(Absorpsiyon)
Yayınlama
(emisyon)
25
Bohr Atom Modeli
Hidrojen atomunun enerji seviyeleri
Bohr
atom
modeli
yalnızca hidrojen atomu
için değil, hidrojen türü
tek elektronlu
iyonların da enerji
seviyelerinin
bulunmasına
olanak
sağlar. Ör: He+, Li2+
Z: Atom
numarası
26
Modern Kuantum Mekaniğine Yol Açan
Kavramlar
Bohr Modelinin Yetersizlikleri
Deneysel veriler çok elektronlu atom ve iyonların
spektrumlarını ve manyetik alanın spektrumlara etkisini
açıklayamamıştır.
Ayrıca,
Bohr
modelinin
oluşturulmasından sonra ortaya iki yeni kavram
çıkmıştır. Bu nedenle, 1926’da klasik ve kuantum
mekaniğinin bir karışımı olan Bohr modeli yerini
modern kuantum mekaniğine bırakmıştır.
De Broglie
dalga boyu
Taneciğin
momentumu
27
Modern Kuantum Mekaniğine Yol Açan
Kavramlar
• 1. Işığın Dalga Tanecik İkilemi ve De Broglie Dalga
Boyu
• Fotoelektrik olayda ışık tanecik özelliği göstermesine
karşın, kırınım ve girişim olaylarında dalga gibi
davranır. 1924 yılında Louis de Broglie ışık ve
maddenin doğasını dikkate alarak, “her taneciğe bir
dalga eşlik eder” varsayımını ortaya atarak de Broglie
dalga boyu bağıntısını geliştirmiştir.
• C. J. Davisson, L. H. Germer, ve G.P Thomson
elektronların da kırılabileceğini bulmuş ve böylece
elektronun dalga karakteri de ortaya çıkarılarak de
Broglie varsayımı ispatlanmıştır.
28
Modern Kuantum Mekaniğine Yol Açan
Kavramlar
2. Heisenberg Belirsizlik İlkesi
1920’lerde Niels Bohr ve Werner Heisenberg atom-altı
taneciklerin hareketlerinin ne dereceye kadar kesinlikle
belirleneceği üzerine araştırmalar yaptılar. Atom-altı
taneciklerin
konum
(x)
ve
momentum
(p)
değişkenlerinin
aynı
anda
yüksek
kesinlikte
ölçülemeyeceği, ölçümde mutlaka bir belirsizlik olacağı
sonucuna vardılar ve şu bağıntıyı oluşturdular.
x
:
konumdaki
belirsizlik
h
x p 
p:
momentumdaki
belirsizlik
4
29
2. Heisenberg Belirsizlik İlkesi
• Hidrojen atomundaki bir elektronu (re10-14
m) iyonlaştırmak için gereken enerji 2,2x10-18
J’dür. Elektronu görmemizi sağlayacak
fotonun enerjisi ise (dalga boyu elektron
çapına eşit olması gerektiği için) 2x10-11 J
olacaktır. Yani foton elektrona çarptığı anda
elektron iyonize olacak ve konumu
belirlenmeye çalışılırken momentumundaki
belirsizlik çok büyük olacaktır.
30
Dalga Mekaniği
Dalga eşitliklerinin çözümü ile uğrasan fizik dalına dalga
mekaniği veya kuantum mekaniği denir. Elektronlar dalga
özellikleri nedeni ile, atomdaki davranışları dalga eşitlikleri
ile anlaşılabilir. Erwin Schrödinger, de Broglie bağıntısından
çıkarak hidrojen atomuna uygulanabilecek bir eşitlik
vermiştir. Bu eşitlik dalga mekaniğinin temelidir ve elektron
için bir dalga fonksiyonu olan  (psi) cinsinden yazılır.
Elektronun hareketi durağan dalga
olarak kabul edilebilir.
 
l  n 
2
n  1, 2 ,3 ,... Düğüm (node) sayısı
n+1’e eşittir.
Elektronun Bohr yarıçapı
içindeki dalga hareketi
31
Schrödinger Eşitliği ve Dalga
Fonksiyonları
Schroedinger kısmi diferansiyel denklemin çözümünden
elektronun toplam enerjisi ve dalga fonksiyonları elde
edilebilir. Bu dalga fonksiyonlarının her biri elektronun belli
bir enerji haline karşılık gelir ve elektronun bulunabileceği
bölge ile ilişkilidir.
Schrödinger denkleminin çözümünden durağan dalga
hareketinde olduğu gibi çeşitli tam sayılar elde edilir.
Dalga fonksiyonları integral (tamsayı) değişkenlere
göre belirlenir. Bu tamsayılara kuantum sayıları denir.
Kuantum sayılarına özel değerler verilerek elde edilen
dalga fonksiyonları elektronun atom içerisinde
bulunma olasılığının olduğu bölgeyi gösterirler. Bu
bölgelere orbital adı verilir.
32
Kuantum Sayıları ve Elektron Orbitalleri
Dalga mekaniğinde birden çok elektron içeren bir atomda
elektronlar kabuklara dağılmışlardır. Kabuklar bir veya
daha çok alt kabuktan, alt kabuklar ise elektronların işgal
ettiği bir veya daha çok orbitalden oluşur. Atomun her
elektronu kabaca, kabuk, alt kabuk ve orbitali gösteren üç
kuantum numarası ile tanımlanır.
33
Kuantum Sayıları ve Elektron Orbitalleri
• Baş kuantum sayısı, n: Atomda enerji düzeyleri, baş
kuantum sayısı, “n” ile gösterilen kabuklara
ayrılmıştır. Bohr kuantum kuramında olduğu gibi n =
1, 2, 3, ….. değerlerini alabilir. Sayıların yanı sıra
tabakaları göstermek için harfler de kullanılır.
Kabuklar elektronun bulunma olasılığının yüksek
olduğu bölgelerdir. n değeri ne kadar büyük ise
kabuk çekirdekten o kadar uzaktır.
• 1
2
3
4
5...
• K
L
M
N
O…
34
Kuantum Sayıları ve Elektron Orbitalleri
Açısal momentum kuantum sayısı, l: Enerji düzeyleri, daha
alt enerji düzeylerini içerirler. Dolayısı ile kabuklar, alt
kabuklara ayrılırlar ve her biri açısal momentum kuantum
sayısı “l” ile belirtilir. “l” 0, 1, 2 ve n-1’e kadar değişen
bütün değerleri alabilir. n=1 ise “l” nin en büyük ve tek
değeri 0 olacağından K tabakası bir alt tabaka içerir. n=2 ise
“l” değerleri 0 ve 1 olacağından L tabakası, iki alt
tabakadan oluşmuştur. Bir tabakadaki alt tabakaların sayısı,
tabakanın baş kuantum sayısına eşittir. Alt kabuklar şu
harflerle gösterilir:
0
1
2
3
4
5
6…
s
p
d
f
g
h
i …
Bir kabuk içinde alt kabuğu belirtmek için baş kuantum
sayısı “n” ve alt kabuğu gösteren harf yan yana yazılır.
Örneğin ikinci kabuğun (L) s ve p alt kabukları sırası ile 2s
(n = 2, l = 0) ve 2p (n = 2, l =1 ) olarak gösterilir.
35
Kuantum Sayıları ve Elektron Orbitalleri
• Manyetik kuantum sayısı, ml: Her alt
kabuk bir veya daha fazla orbital den
oluşmuştur ve her alt kabuktaki her bir
yörünge, manyetik kuantum sayısı, “ml”
ile gösterilir. Bu sayı, bir manyetik
alanda atom spektrumlarında yeni
çizgiler gözlenmesi üzerine ortaya
konmuştur ve
• l’den +l’ye kadar tüm tamsayı değerleri
alabilir.
36
Baş
kuantum
sayısı
n
Orbital
kuantum
sayısı
l
Alt kabuk
3
0
3s
0
1
1
3p
-1,0,1
3
2
3d
-2,-1,0,1,2
5
manyetik
kuantum
sayısı
ml
Alt
kabukta
ki orbital
sayısı
Hidrojen atomunun baş kabuk ve
alt kabuklari
37
s orbitalleri
s orbitali: Küresel ve simetriktir
38
p orbitalleri
p orbitali: Elektron
yoğunluğunun
dambıl şeklini aldığı
orbitallerdir.
Çekirdekte bir node
vardır. Birbirine dik
x, y ve z ekseni
üzerinde
gösterilirler.
39
d orbitalleri
d orbitali: 5 tür d orbitali bulunmaktadır. Her
birinin yönlenmesi farklıdır.
40
Elektron Spini
Spin manyetik kuantum
sayısı, ms: Elektronun kendi
ekseni etrafında dönmesi
sonucu ortaya çıkar ve
dönme
hareketinin
iki
yönde olabilmesi sonucu iki
değer alabilir: ms=+1/2 ve
ms=-1/2.
41
Elektron Spini
• Stern-Gerlach deneyi
• Bu öneri için deneysel kanıt, O. Stern ve W. Gerlach
tarafından verilmiştir. Deneyde gümüş metali buharı
ince bir demet halinde güçlü bir manyetik alandan
geçirilmiştir. Gümüş atomunda en son yörüngede bir
elektron bulunur ve manyetik alandan geçen gümüş
atomlarının iki yöne ayrıldıkları gözlenmiştir. Dönen
yüklü bir tanecik manyetik özellik gösterdiğinden,
elektron küçük bir mıknatıs gibi davranır ve elektronun
iki turlu dönme hareketi, zıt yönlenmiş iki mıknatıs
oluşturur. Spinleri zıt olan elektronları taşıyan atomlar
iki yöne saparlar.
42
Elektron Dağılımı
Bir atomun elektron dağılımı, baş kabuk ve alt kabuklarda
elektronların çeşitli orbitallere nasıl yerleştiğini gösterir.
Elektronların Orbitallere Yerleşim Kuralları
1. Elektronlar orbitallere, atomun
indirecek şekilde yerleşirler.
enerjisini
en
aza
Elektronların bir baş kabuktaki alt kabuklara, önce 1s
sonra 2s ve 2p vb. tarzında bir sıra ile yerleştiğini
göstermektedir. Elementlerde elektron dağılı-mının
belirlenmesinde, deney-lere dayanılarak kurgulanan
yerleşim sırası izlenmelidir. Birkaç ayrıcalık dışında,
orbital-lerin elektronlar tarafından doldurulması şu sıra
ile olur:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f,
6d, 7p
43
Elektron Dağılımı
44
Elektron Dağılımı
2. Bir atomda hiçbir zaman dört kuantum sayısı da aynı
olan iki elektron bulunamaz (Pauli dışlama ilkesi).
eş enerjili orbitallere öncelikle birer birer
yerleşirler. Hund kuralı olarak bilinen bu kurala göre, bir atom
3. Elektronlar
olabildiğince çok sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olma eğilimi
gösterir. Elektronlar bunu sağlayabilmek için yarı dolmuş bir orbitaldeki
elektronla eşleşme yerine eş enerjili boş bir orbitale yerleşirler.
spdf gösterimi (kısaltılmış)
spdf gösterimi (ayrıntılı)
orbital diyagramı
Karbonun atom numarası 6 olduğundan her üç yöntemde
de 6 elektron bulunmaktadır. Aynı alt kabukta bulunan farklı
orbitallere teker teker yerleşmiş elektronlar paralel spinlidir.
45
Aufbau ilkesi
Aufbau “inşa etme” anlamına gelir ve atom numarası
artarken elementlerin elektron dağılımlarının nasıl inşa
edileceğini belirtir.
46
En yüksek baş kuantum sayısına sahip elektron kabuğunda bulunan
elektronlara değerlik elektronları denir. Neon dan sonraki elementlerin
elektron dağılımı, neon un 1s2s2p6 düzenini taşıyacağı için kısaca
aşağıdaki şekilde yazılabilir.
Na
Mg
[Ne]3s1
3s2
6C:
[He]2s22p2
Al
Si
P
S
Cl
Ar
3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6
24Cr:
[Ar]4s23d4
53I:
[Kr]4d105s25p5
47
3. Periyot Argon ile sonlanır. Argondan sonra gelen
potasyum (Z=19) son elektronunu 3 d orbitaline mi
yerleştirir?
Potasyumun
19.
elektronu 3d yerine 4s
orbitaline yerleşir çünkü
4s daha düşük enerjilidir.
48
Soru: 38Sr, [38Sr]+2 nin ve 26Fe ve [26Fe]+2 nin elektron
dizilişlerini yazınız?
1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 (enerji düzeyleri
şemasına göre)
38Sr:
38Sr:
1s22s22p63s23p63d104s24p65s2 (artan “n” sayısına göre)
38Sr:
[Kr]5s2 (önce gelen asal gaz dizilisi ile kısaltma)
[38Sr]+2: 1s22s22p63s23p63d104s24p6
[38Sr]+2: [Kr]
26Fe:
1s22s22p63s23p64s23d6
[26Fe]+2: 1s22s22p63s23p63d6
Kural olarak iyonlaşma ile verilen elektronlar “n” sayısı en
büyük olan elektronlardır.
49
•
22s22p63s23p63d104s24p65s2 (artan “n”
Sr:
1s
38
sayısına göre)
•
38Sr:
[Kr]5s2 (önce gelen asal gaz dizilişi ile kısaltma)
• [38Sr]+2: 1s22s22p63s23p63d104s24p6
• [38Sr]+2: [Kr]
•
26Fe:
1s22s22p63s23p64s23d6
• [26Fe]+2: 1s22s22p63s23p63d6
• Kural olarak iyonlaşma ile verilen elektronlar “n”
sayısı en büyük olan elektronlardır.
50
Download

Bohr Atom Modeli