Atom

Bir atomun valansını (değerlik elektron sayısını) bulmak için aşağıdaki yöntemler kullanılabilir: Periyodik tablo: Periyodik tabloda dikey sütunda yer alan tüm elementlerin değerlik elektron sayıları aynıdır. Elektron dizilimi: Bir atomun değerlik elektronlarını bulmak için elektron dizilimi (konfigürasyonu) incelenebilir. Değerlik elektronları, bir elementin diğer elementler ile kimyasal olarak nasıl etkileşeceğini belirler.

Atom, kimyasal bir elementi oluşturan maddenin en küçük yapıtaşıdır. Atomun oluşumu, üç ana bileşenin bir araya gelmesiyle gerçekleşir: Proton: Atomun çekirdeğinde bulunan pozitif yüklü parçacıktır. Nötron: Protonlarla birlikte çekirdekte yer alan, elektriksel olarak nötr (yüksüz) parçacıktır. Elektron: Atomun çekirdeği etrafında dönen, negatif yüklü parçacıklardır. Her atom, bir çekirdek ve bu çekirdeğin etrafına bağlı hâlde bulunan bir veya daha fazla sayıda elektrondan oluşur. Atomun boyutu, 1 Angstrom ile ifade edilir ve bu da metrenin 10 milyarda 1’ine gelen bir değerdir.

Atom, kimyasal bir elementin karakteristik özelliklerine sahip olan en küçük yapı taşıdır. Atom, bir çekirdek ve çekirdeğin etrafında dönen elektronlardan oluşur. Atomun boyutu, metrenin 10 milyarda biri (yaklaşık 100 pikometre) büyüklüğündedir.

Elektronların çekirdeğe yapışmamasının iki temel sebebi vardır: 1. Heisenberg Belirsizlik İlkesi: Bu ilkeye göre, bir parçacığın hem konumu hem de hızı aynı anda kesin olarak belirlenemez. 2. Enerji ve Momentum Korunumu: Bir elektronun çekirdeğe düşebilmesi için sonsuz enerjiye ihtiyacı vardır, çünkü kütleli bir parçacığın sonsuz enerjiye sahip olabileceği tek durum ışık hızında hareket etmesidir.

Çekirdek yüküne bazı örnekler: Hidrojen atomunun çekirdek yükü 1'dir. Helyum atomunun çekirdek yükü 2'dir. Lityumun çekirdek yükü 3'tür. Berilyumun çekirdek yükü 4'tür. Oksijenin çekirdek yükü 8'dir. Çekirdek yükü, atom numarası ile aynıdır ve periyodik tabloda atomun sol alt köşesinde yazılır.

Hidrojen (H), en küçük atomdur. Hidrojen atomunun çekirdeği bir tek protondan oluşur ve bu protonun +1 yükü de elektron kılıfında yer alan bir elektron tarafından dengelenir.

Elektron ilgisi, bir atomun elektron kazanma eğilimini gösteren önemli bir kimyasal özelliktir. Değerlik elektron sayıları 5, 6 ve 7 olan atomların, s2p6 kararlı elektron düzenine ulaşmaları sırasında bir atomun diğer atoma ne kadar sağlam bağlandığını ve bu bağlanma esnasında ortaya çıkan enerjiyi ifade eder. Elektron ilgisi, periyodik cetvelde soldan sağa doğru artarken yukarıdan aşağıya doğru ise azalır. Soygazlar hariç, elektron ilgisi en yüksek olarak klor elementinde sağlanır.

Bir molekül en az iki atomdan oluşur. Moleküldeki atom sayısı, örneğin su (H₂O) molekülünde olduğu gibi iki, karbondioksit (CO₂) molekülünde olduğu gibi üç veya daha fazla olabilir.

İzobar ve izoton aynı şey değildir. İzobar atomlar, nötron sayıları ve atom numaraları farklı, kütle numaraları aynı olan atomlardır. İzoton atomlar, nötron sayısı aynı, proton ve nükleon sayısı farklı atomlardır. İzobar atomlar, proton sayıları farklı olduğu için farklı atomlardır ve kimyasal ve fiziksel özellikleri farklıdır.

Valans elektron, bir atomun en dış kabuğunda (valans yörüngesi) bulunan elektronlardır. Valans elektronları, atomların kimyasal bağların oluşumunda rol oynar ve kimyasal reaksiyonlara girme yeteneklerini belirler. Valans elektron sayısı, elementin periyodik tablodaki grup numarasını bulmaya yardımcı olur. Bazı elementlerin valans elektron sayıları: Hidrojen (H): 1. Karbon (C): 4. Oksijen (O): 6. Neon (Ne): 8 (dolu valans kabuğu).

İzotop ve izoelektronik arasındaki fark şu şekilde açıklanabilir: İzotop: Proton sayıları aynı, nötron sayıları ve kütle numaraları farklı olan atomlardır. İzoelektronik: Elektron sayıları ve elektron dağılımları aynı olan taneciklerdir. Özetle, izotop atomlar nötron sayıları farklıyken, izoelektronik tanecikler elektron sayıları ve dizilimleri aynıdır.

Molekül, birbirine bağlı gruplar halindeki atomların oluşturduğu kimyasal bileşiklerin en küçük temel yapısına verilen addır. Molekül kelimesinin diğer anlamları: Fizik terimi. Mecazi anlam. Ayrıca, molekül kelimesi Fransızca kökenlidir.

Kimyasal tepkimelerde atomlar değişmez, atomların yapısı korunur. Kimyasal tepkimelerde atomlar arasındaki bağlar kopar ve yeniden düzenlenerek yeni bağlar oluşur.

Atomlar, üç ana bileşenden oluşur: 1. Proton: Atomun çekirdeğinde bulunan pozitif yüklü parçacıktır. 2. Nötron: Protonlarla birlikte çekirdekte yer alan, elektriksel olarak nötr (yüksüz) parçacıktır. 3. Elektron: Atomun çekirdeği etrafında dönen negatif yüklü parçacıklardır.

Orbital, elektronların bulunma olasılığının en yüksek olduğu hacimsel bölgedir. Kuantum sayıları, bir atomun sahip olduğu elektronları ve elektronların bulundukları varsayılan orbitalleri tanımlamak için kullanılır. Dört tür kuantum sayısı vardır: Baş kuantum sayısı (n). Açısal momentum kuantum sayısı (ℓ). Manyetik kuantum sayısı (mℓ). Spin kuantum sayısı (ms).

Hayır, çekirdekte proton ve nötron sayısı eşit değildir. Proton ve nötron sayıları, atomun türüne göre değişir. Hafif elementlerde proton ve nötron sayıları çoğunlukla eşit olsa da, ağır elementlerde protondan çok nötron bulunur.

Orbitallerin sıralaması, elektronların atomda düşük enerjiden yüksek enerjiye doğru sırayla yerleştiği Aufbau ilkesine göre yapılır. Orbitallerin doldurma sırası şu şekildedir: 1. 1s 2. 2s 3. 2p 4. 3s 5. 3p 6. 4s 7. 3d 8. 4p 9. 5s 10. 4d 11. 5p 12. 6s 13. 4f 14. 5d 15. 6p 16. 7s 17. 5f 18. 6d 19. 7p Not: 8s, 5g, 6f, 7d, 8p ve 9s orbitalleri, ağır atomlarda (örneğin Ununoktiyum, Z=118) temel halde bulunmazlar. Ayrıca, Pauli'nin dışlama ilkesi gereği bir orbitalde zıt spinli olmak koşuluyla en fazla 2 elektron bulunabilir.

Bir atomun katmanlarında bulunan elektron sayısı, atomun hangi elemente ait olduğuna ve elektronun hangi enerji seviyesinde bulunduğuna bağlıdır. 1. kabuk (K kabuğu): En fazla 2 elektron taşır. 2. kabuk (L kabuğu): En fazla 8 elektron taşır (2s ve 2p alt kabukları). 3. kabuk (M kabuğu): En fazla 18 elektron taşır (3s, 3p ve 3d alt kabukları). 4. kabuk (N kabuğu): En fazla 32 elektron taşır (4s, 4p, 4d ve 4f alt kabukları). Daha yüksek kabuklar için de benzer şekilde, her bir alt kabuğun maksimum elektron taşıma kapasitesi, o alt kabuğun orbital sayısının 2 katıdır. Elektronların belirli enerji seviyelerinde hareket ettiği ve bu seviyelere elektron kabukları denildiği unutulmamalıdır.

Orbitaller, elektronların atom çekirdeği etrafındaki konumunu ve dalga-benzeri özelliklerini tanımladıkları için önemlidir. Orbitallerin önemli olmasının bazı nedenleri: Kimya ve atom fiziğinin anlaşılması. Kimyasal bağların açıklanması. Reaktivitenin tanımlanması. Enerji hesaplamalarının yapılması.

Henry Moseley'in bazı çalışmaları: Atom Numarası Keşfi: 1913 yılında, X-ışını spektrumunu inceleyerek atom numarası ile spektrum frekansı arasında bir bağlantı olduğunu ortaya koyarak atom numarasını keşfetmiştir. Moseley Yasası: Elementlerin özelliklerinin atom numaralarıyla ilişkili olduğunu kanıtlamıştır; bu, modern periyodik tablonun temelini oluşturmuştur. Yeni Elementlerin Tahmini: 43, 61, 72 ve 75 protonlu dört yeni elementin varlığını öngörmüş ve bu elementler daha sonra keşfedilmiştir (teknetyum, prometyum, hafniyum ve renyum). Atom Pilleri: Radyoaktif kaynaklardan yüksek voltajlar kullanarak dünyanın ilk atomik bataryasını (beta hücresi) yaratmıştır. Moseley, 1915 yılında Gelibolu Savaşı'nda hayatını kaybetmiştir.