Elektron

İyonlar, atomların elektron alarak veya vererek yük kazanması sonucu oluşur. İki ana iyon türü vardır: Katyonlar. Anyonlar. İyon oluşumunun bazı nedenleri: Kararlı hale gelme. Periyodik tablo. Kimyasal tepkimeler.

İyonlaşmada en dış katmandaki elektron kopar. Atomların kararlı hale geçebilmesi için elektron alarak veya vererek iyonlaşmaları gerekir. Nötr bir atomdan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye birinci iyonlaşma enerjisi, +1 yüklü iyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye ikinci iyonlaşma enerjisi, +2 yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gerekli olan enerjiye ise üçüncü iyonlaşma enerjisi denir.

Elektron ilgisini etkileyen faktörler: Atomun büyüklüğü. Nükleer yük. Elektronik yapı. İyonlaşma enerjisi. İstisna olarak, klor (Cl) atomu flor (F) atomundan daha düşük bir elektronegatifliğe sahip olmasına rağmen daha yüksek bir elektron ilgisine sahiptir.

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.

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.

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).

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.

Thomson'ın atom modeline göre elektronlar, atomun pozitif yüklü gövdesi içinde, bir kekin içindeki üzümler gibi homojen olarak dağılmıştır. Bu model, "üzümlü kek modeli" olarak da bilinir.

En büyük elektron ilgisi, periyodik cetvelde 7. grup (halojenler) elementlerinde bulunur. Halojenler, elektron alarak asal gaz dizilişinde çok kararlı negatif iyonlar oluşturdukları için büyük bir elektron ilgisine sahiptirler. Periyodik sistemde elektron ilgisi en büyük olan element ise klor (Cl) olarak kabul edilir.

Evet, çekirdek yükü ve atom yükü aynı şeydir. Atom numarası olarak da bilinen çekirdek yükü, atomun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.

Çekirdek yükü, atomda bulunan proton sayısına eşittir. Çekirdek yükünü bulmak için: Periyodik tabloya bakılabilir. Atomun sol alt köşesinde yazan rakamlar, çekirdek yüküdür.

Hayır, orbital ve yörünge aynı şey değildir. Yörünge, bir elektronun bir atomun çekirdeği etrafında hareket ederken izlediği belirli yolu ifade eder. Orbital ise, bir atomun etrafındaki elektronların bulunma olasılığının yüksek olduğu uzay bölgeleridir. Yörüngeler genellikle sabit ve iyi tanımlanmıştır, oysa orbitaller sabit değildir ve bir olasılık bulutunu temsil eder.

Atomlarda elektron dağınıklığı, elektronların atom içindeki orbitallere yerleşimini ifade eder. Elektronların orbitallere yerleşimi şu kurallara göre gerçekleşir: Aufbau İlkesi: Elektronlar, atomda en düşük enerjiye sahip orbitalden başlayarak yerleştirilir. Pauli Dışlama İlkesi: Bir atomdaki elektron diziliminde aynı özelliklere sahip iki elektron bulunamaz; aynı kabuk ve orbitalde bulunsalar bile spinleri farklı olmalıdır. Hund Kuralı: Bir atomda elektronlar, aynı enerji düzeyindeki eşit enerjili orbitallere öncelikle aynı yönde birer birer yerleşir. Elektron dağılımı, orbital şeması kullanılarak görselleştirilebilir.

Atom katmanlarındaki elektron dağılımı şu kurallara göre yapılır: Aufbau İlkesi: Elektronlar, en düşük enerjili orbitalden başlayarak daha yüksek enerjili orbitallere doğru sırasıyla yerleşir. Pauli Dışarlama İlkesi: Bir orbitalde, zıt spinli olmak koşuluyla en fazla 2 elektron bulunabilir. Hund Kuralı: Aynı enerjili orbitaller önce tek elektron alır, sonra ikinci elektronlar eşleşmeye başlar. Elektron dağılımı örnekleri: Karbon (Z=6) atomu: 1s² 2s² 2p². Lityum atomu: 1s² 2s¹. Elektron kabuğu, elektronların dolanabildiği bir alandır ve her bir kabuğa belirli sayıda elektron yerleştirilebilir.

Joseph John Thomson'un keşfettiği bazı şeyler: Elektron. İzotop. Kütle spektrometresi. Plazma. Ayrıca, Thomson'un elektromanyetik dalgalar ve manyetik alanlar üzerine çalışmaları da bulunmaktadır.

Elektron dizilimi şu şekilde yapılır: 1. Orbitallerin Sırası: Elektronlar, düşük enerjili orbitallerden yüksek enerjili orbitallere sırayla yerleştirilir. 2. Elektron Sayısı: Her orbital, en fazla iki elektron alabilir. 3. Kısaltılmış Gösterim: Çok elektrona sahip atomlar için, daha önce ifade edilmiş bütün alt kabuklar, son alt kabuklardan bazıları için soy gazlardan herhangi birinin elektron dizilimiyle aynı olduğundan, bu kabuklar soy gaz sembolü ile temsil edilir. Örnek: Fosfor elementinin elektron dizilimi şu şekilde yazılır: [Ne] 3s2 3p3. Elektron dizilimi hakkında daha fazla bilgi için aşağıdaki kaynaklar kullanılabilir: tr.wikipedia.org; wikihow.com.tr; tr.khanacademy.org.

Hayır, iyonlaşma enerjisi ile elektron ilgisi aynı şey değildir. İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektron uzaklaştırmak için verilmesi gereken enerjidir. Elektron ilgisi ise, gaz halindeki nötr bir atomun bir elektron yakalaması sırasında açığa çıkan enerjidir.

Elektronların üç temel kuralı, Aufbau İlkesi, Pauli İlkesi ve Hund Kuralı'dır. 1. Aufbau İlkesi: Elektronlar, orbitalleri en düşük enerjili orbitalden başlayarak doldururlar. 2. Pauli İlkesi: Bir orbitale en fazla, ters spinli iki elektron girebilir. 3. Hund Kuralı: Eş enerjili orbitallerin tamamı yarı dolmuş (tek elektronlu) duruma geldikten sonra, gelen elektronlar zıt spinlerle bu yarı dolmuş orbitalleri doldururlar.