Atom

Atom ve parçacık arasındaki temel fark şudur: - Atom, maddenin en küçük birimidir ve bir kimyasal elementin var olabilecek en küçük parçacıklarıdır. - Parçacık ise, kütle, hacim ve yoğunluk gibi özelliklere sahip, daha genel bir terimdir ve atom altı parçacıklardan makroskopik parçacıklara kadar uzanan bir boyut yelpazesini kapsar.

9. sınıf kimya dersinde atomun yapısı ile ilgili not çıkarmak için aşağıdaki konuları içermek gereklidir: 1. Atom Modelleri: Dalton, Thomson, Rutherford ve Bohr atom modelleri ve bu modellerin temel varsayımları. 2. Atomun Yapısı: Atomun çekirdek ve elektronlardan oluşması, proton, nötron ve elektronun özellikleri ve atomdaki yerleri. 3. Periyodik Sistem: Elementlerin periyodik tabloda atom numaralarına göre düzenlenmesi, gruplar ve periyotlar. 4. Periyodik Özellikler: Atom yarıçapı, iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi ve elektronegatiflik gibi periyodik özelliklerin değişimi. Kaynaklar: - temirlabs.com: 9. sınıf kimya ders notları PDF. - mebsinavlari.com: 9. sınıf kimya 2. ünite özeti. - prfakademi.com: Atom ve periyodik sistem.

İki atom arasında kimyasal bağın oluşabilmesi için itme ve çekme kuvvetleri arasındaki ilişki şu şekilde olmalıdır: 1. Çekme kuvvetleri, itme kuvvetlerinden büyük olmalıdır. 2. Toplam enerji azalmalıdır. Sonuç olarak, kimyasal bağın oluşumu, atomlar arasındaki kuvvetlerin dengeli bir şekilde etkileşimine bağlıdır.

Elektronların atomlar arasında gidip gelmesi olayına "redoks" denir.

Valans elektron sayıları arasındaki kıyaslama, farklı elementlerin atomlarındaki en dış enerji seviyesindeki elektron sayısına göre yapılır. İşte bazı örneklerin valans elektron sayıları: Hidrojen (H): 1 valans elektronu. Karbon (C): 4 valans elektronu. Oksijen (O): 6 valans elektronu. Neon (Ne): 8 valans elektronu (dolu valans kabuğu). Ayrıca, iletken maddelerin valans elektron sayısı 4'ten az, yalıtkan maddelerin ise 4'ten fazladır.

Ca (Kalsiyum) ve C (Karbon) atomlarının kütleleri farklıdır çünkü bu elementlerin doğada bulunan izotoplarının atom kütleleri farklıdır. - Karbon elementi, doğada C-12, C-13 ve C-14 gibi farklı izotopların bir karışımı halinde bulunur ve bu izotopların kütleleri birbirinden farklıdır. - Kalsiyum elementi için de benzer bir durum söz konusudur; farklı izotopların varlığı, elementin atom kütlesinin değişmesine neden olur.

Bir atomun büyüklüğünü atom yarıçapı belirler. Atom yarıçapı, bir atomun çekirdeği ile elektron bulutu arasındaki uzaklığı ifade eder.

Elektronlar, protonlardan daha hızlı hareket eder. Atom içinde, protonlar çekirdek etrafında çok yavaş bir şekilde dönerken, elektronlar yörüngede çok daha hızlı bir şekilde dönerler.

Modern atom modeli, atomun yapısı ve özellikleri hakkında günümüzde kabul gören bilimsel anlayışı ifade eder. Temel özellikleri şunlardır: 1. Atom Çekirdeği: Atomun merkezinde protonlar ve nötronlardan oluşan yoğun bir çekirdek bulunur. 2. Elektron Bulutu: Çekirdeğin etrafında, belirli enerji seviyelerinde dönen elektronlar bulunur. 3. Enerji Seviyeleri: Elektronların konumu ve hareketi, atomun çekirdeğine olan uzaklıklarına bağlı olarak belirlenen enerji seviyeleri ile ilişkilidir. 4. Kuantum Mekaniği: Elektronların davranışı, belirsizlik ilkesi ve dalga-parçacık ikiliği gibi kuantum mekaniği prensiplerine göre açıklanır. 5. Kimyasal Özellikler: Atomların kimyasal özellikleri, elektronların enerji seviyeleri ve bu seviyeler arasındaki geçişlerle belirlenir. Bu model, Erwin Schrödinger, Werner Karl Heisenberg ve Louis de Broglie gibi bilim insanlarının katkılarıyla geliştirilmiştir.

İyonlaşma enerjisi ve iyon oluşumu arasındaki ilişki şu şekilde açıklanabilir: İyonlaşma enerjisi, bir atomun gaz halindeyken en dıştaki elektronunu koparmak, yani onu bir iyona dönüştürmek için gereken minimum enerjidir. İyon oluşumu ise, bir atomun elektron kaybetmesi veya kazanması sonucu yüklü bir parçacık (iyon) haline gelmesi sürecidir. Dolayısıyla, iyonlaşma enerjisi, iyon oluşumunun temel bir bileşenidir: yüksek iyonlaşma enerjisine sahip bir atom, elektronunu daha zor koparır ve bu da onu daha kararlı ve reaktif olmayan bir iyon haline getirir.

Nötrleşme ve nötr atom kavramları farklı anlamlar taşır: 1. Nötrleşme: Asitlerle bazların birleşmesi sonucu oluşan maddelere "tuz" denir ve bu birleşme olayına "nötrleşme" denir. 2. Nötr atom: Elektron ve proton sayısı birbirine eşit olan atomdur.

Elektron sayısı aynı olan atomlara "izoelektronik atomlar" denir.

Atomun ilk modeli, Yunanlı filozof Democritus tarafından Milattan yaklaşık 400 yıl önce ortaya atılan "bölünmez" anlamına gelen "atom" modelidir.

Atomlarda elektronların bulunduğu varsayılan bölüme "yörünge" veya "enerji düzeyi" denir.

D orbitali toplamda 10 elektron alabilir.

C2H6 bileşiğinde 1 mol C atomu bulunur.

Antimadde ve anti-atomların özellikleri: 1. Antimadde: Normal maddenin zıttıdır; yani atom altı parçacıkları zıt yüklere sahiptir. 2. Anti-atomlar: Temel olarak kuarklar, leptonlar ve Higgs bozonu gibi antiparçacıklardan oluşur. 3. Yok olma (anihilation): Antimadde, madde ile bir araya geldiğinde birbirlerini yok ederek enerji açığa çıkarır. 4. Üretim: Yüksek enerjili parçacık çarpışmaları veya beta bozunması gibi belirli radyoaktif bozunma türleri ile üretilir. 5. Bulunabilirlik: Evrende doğal olarak nadir bulunur, ancak laboratuvar koşullarında üretilebilir ve tespit edilebilir.

Atom tablosu (periyodik tablo), elementlerin atom numaralarına göre sıralanır. Sıralama şu şekilde yapılır: 1. Atom numarası: Her elementin atomundaki proton sayısı olan atom numarası, elementin tablodaki yerini belirler. 2. Periyotlar ve gruplar: Elementler, yatay sıralara (periyotlar) ve dikey sütunlara (gruplar) göre düzenlenir. Ayrıca, lantanitler ve aktinitler gibi bazı elementler, ana gövdenin altında yer almak üzere ayrı satırlara yerleştirilir.

Atomdan daha küçük parçacıklar atom altı parçacıklar olarak adlandırılır ve bunlar üç ana kategoriye ayrılır: 1. Temel parçacıklar: Kuarklar. Leptonlar. 2. Bileşik parçacıklar: Protonlar. Nötronlar. 3. Güç taşıyıcı parçacıklar: Foton. Gluonlar. W ve Z bozonları.

Orbital şeması çizmek için aşağıdaki adımları izlemek gerekir: 1. Seçilen elementin atom numarasını belirleyin. 2. Elektron konfigürasyonunu yazın. 3. Alt seviyeleri, en alttan başlayarak çizin. 4. En yüksek prensip enerji seviyesine ve orbitale kadar bu işlemi sürdürün. 5. Her bir orbitale (yatay çizgi) elektron sayısını yazın. 6. Çizilen şemada toplam elektron sayısının elementin atom numarasına eşit olduğunu kontrol edin. Üç kural, orbital şemasının oluşturulmasında yardımcı olur: 1. Elektronlar, en düşük enerjili orbitallerden başlayarak yerleşir (Aufbau prensibi). 2. Aynı enerji seviyesi içindeki orbitallere elektronlar önce tek tek yerleşir (Hund kuralı). 3. Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir ve bu elektronlar zıt spinli olmalıdır (Pauli dışlama prensibi).