Elektron

Çekirdek yükü ve atom yükü aynı şeyler değildir. Çekirdek yükü, atomun proton sayısına eşittir ve aynı zamanda atom numarası olarak da adlandırılır. Atom yükü ise, genel olarak atoma bakılarak belirlenen toplam yük durumunu ifade eder.

Çekirdek yükü, bir atomun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir. Formül olarak ifade edilirse: Çekirdek yükü = İyon yükü + elektron sayısı. Nötr bir atomda ise proton sayısı elektron sayısına eşit olduğundan, çekirdek yükü sadece proton sayısı olarak yazılır.

Pauli Dışlama İlkesi, bir atomda iki elektronun aynı kuantum durumunda bulunamayacağını belirten bir kuantum mekaniği yasasıdır. Bu ilkeye göre: - Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir. - Bu iki elektronun spinleri zıt yönde olmalıdır (biri yukarı, biri aşağı). Pauli Dışlama İlkesi, elektronların belirli bir enerji seviyesinde ve orbitallerde nasıl düzenlendiğini belirler ve atomların birbirlerinden farklı olmasını sağlar.

Orbital ve yörünge kavramları aynı şeyi ifade etmez. Yörünge, elektronun Bohr atom kuramına göre atom çekirdeği çevresinde izlediği dairesel yolu temsil eder. Orbital ise elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu üç boyutlu hacimsel bölgeyi ifade eder.

Atomlarda elektron dağınıklığı, elektronların atom çekirdeği etrafında belirli enerji seviyelerinde ve yörüngelerde dağılımını ifade eder. Bu dağılım, Aufbau ilkesi, Pauli dışlama ilkesi ve Hund kuralı gibi kurallara göre belirlenir. Aufbau ilkesi: Elektronlar, en düşük enerji seviyesinden başlayarak orbitallere yerleşir. Pauli ilkesi: Bir atomdaki elektron diziliminde aynı özelliklere sahip iki elektron bulunamaz; zıt spinli olmaları gerekir. Hund kuralı: Elektronlar, aynı enerji seviyesindeki eşit enerjili orbitallere öncelikle aynı yönde birer birer yerleşir.

Atom katmanlarındaki elektron dağılımı belirli kurallara göre yapılır: 1. Aufbau İlkesi: Elektronlar, en düşük enerjili orbitalden başlayarak daha yüksek enerjili orbitallere doğru yerleşir. 2. Pauli Dışarlama İlkesi: Bir orbitalde, zıt spinli olmak koşuluyla en fazla 2 elektron bulunabilir. 3. Hund Kuralı: Aynı enerjili orbitaller önce tek elektron alır, sonra ikinci elektronlar eşleşmeye başlar. Katmanlardaki elektron dağılımı şu şekilde özetlenebilir: - 1. katman: En fazla 2 elektron. - 2. ve 3. katman: En fazla 8 elektron (oktet kuralı). Örneğin, karbon (Z=6) atomunun elektron dizilimi: 1s² 2s² 2p² şeklindedir.

J. J. Thomson aşağıdaki keşifleri yapmıştır: 1. Elektron: 1897 yılında katot ışınları deneyi ile elektronu keşfetmiştir. 2. İzotop: Kararlı elementlerin izotop olarak var olabileceğine dair ilk kanıtı bulmuştur. 3. Kütle spektrometresi: Analitik kimyadaki en güçlü araçlardan biri olan kütle spektrometresini icat etmiştir.

Orbitaller, elektronların atom çekirdeği etrafında bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölgeleri tanımlayan matematiksel kavramlardır. Dört ana orbital türü vardır: 1. s Orbitalleri: Küresel şekillidir ve her enerji seviyesinde bir adet bulunur. 2. p Orbitalleri: Dumbbell şeklindedir ve her enerji seviyesinde üç adet bulunur (px, py, pz). 3. d Orbitalleri: Beş farklı şekil alır ve her enerji seviyesinde beş adet bulunur. 4. f Orbitalleri: Yedi farklı yönelimde bulunur ve genellikle lanthanid ve aktinid serilerinde yer alırlar. Her bir orbital, belirli bir enerji seviyesine ve şekle sahiptir.

Elektron dizilimi yapmak için aşağıdaki adımlar izlenir: 1. Proton Sayısını Belirleme: Periyodik tablodaki atomun atom numarası, proton sayısını ve dolayısıyla nötr bir atomdaki elektron sayısını verir. 2. Elektronları Orbitallere Yerleştirme: Aufbau ilkesi, Pauli dışlama ilkesi ve Hund kuralı gibi kurallara göre elektronları orbitallere sırayla yerleştirin. 3. Enerji Seviyelerini Hatırlama: Orbitallerin enerji seviyelerini göz önünde bulundurun ve elektronları uygun şekilde doldurun. Örnek Elektron Dizilimi: Nitrojenin (N) atom numarası 7'dir, bu nedenle 7 elektronu vardır ve elektron dizilimi şu şekildedir: 1s² 2s² 2p³.

İyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi farklı kavramlardır. İyonlaşma enerjisi, gaz halindeki nötr bir atomdan bir elektronu koparmak için gereken minimum enerjidir. Elektron ilgisi ise, gaz halindeki nötr bir atoma bir elektron bağlandığında açığa çıkan enerjidir.

Elektronların üç temel kuralı şunlardır: 1. Dublet Kuralı: 1. katmanda en fazla 2 elektron bulunabilir. 2. Oktet Kuralı: 2. ve 3. katmanda en fazla 8 elektron bulunabilir. 3. Aufbau İlkesi: Elektronlar, en düşük enerjili orbitalden başlayarak daha yüksek enerjili orbitallere doğru sırasıyla yerleşir.

N2 (azot) kararlı bir moleküldür çünkü değerlik kabuğunda 8 elektron bulundurur. Kararlı atomlar, elektron alma veya verme kapasiteleri dolu olduğu için kimyasal bağ yapmazlar ve bileşik oluşturmazlar.

Thomson, hem fizik hem de bilim dünyası için önemli katkılarda bulunmuştur: 1. Termodinamik Çalışmaları: William Thomson, termodinamik alanında yaptığı çalışmalarla sıcaklık, enerji ve termodinamik sistemler hakkında temel yasaları geliştirmiştir. 2. Elektronun Keşfi: J. J. Thomson, 1897'de elektronu keşfederek atomun daha küçük parçacıklardan oluştuğunu kanıtlamıştır. Bu keşif, modern atom fiziğinin temelini oluşturmuştur. 3. Kütle Spektrometresi: Thomson, kütle spektrometresini icat ederek izotop kavramını ortaya koymuş ve bu alanda önemli katkılarda bulunmuştur. 4. Eğitim ve İlham: Thomson, birçok ünlü bilim insanının hocası olmuş ve onların Nobel ödülleri kazanmalarına katkıda bulunmuştur.

İyon, bir veya daha fazla elektron kazanmış ya da yitirmiş bir atomdan (veya bir atom grubundan) oluşmuş elektrik yüklü parçacıktır. İki ana iyon türü vardır: 1. Katyon: Protonlardan daha az elektronu olan pozitif (+) yüklü iyondur. 2. Anyon: Protonlardan daha çok elektronu olan negatif (–) yüklü iyondur.

Bohr atom modeli, elektronların atom çekirdeği etrafında nasıl hareket ettiğini ve enerji seviyelerini açıklar. Bu modele göre: Elektronlar, çekirdekten belirli uzaklıklarda bulunan ve belirli enerjilere karşılık gelen ayrı ayrı kabuklarda veya enerji seviyelerinde yer alır. Elektronlar, bu enerji seviyelerinde radyasyon yaymaz veya enerji kaybetmezler. Enerji değişimi, elektronların bir enerji seviyesinden diğerine geçmesi sırasında gerçekleşir ve bu süreçte belirli frekanslarda ışık yayılır veya emilir. Bohr atom modeli, özellikle hidrojen atomu gibi tek elektronlu atomların davranışını açıklamakta başarılı olmuştur.

İyon ve iyonik bağ oluşumu şu şekilde gerçekleşir: 1. İyon Oluşumu: Metal atomları elektron vererek pozitif yüklü iyon (katyon) olurken, ametal atomları elektron alarak negatif yüklü iyon (anyon) haline gelir. 2. İyonik Bağ: Zıt yüklü bu iyonlar, elektrostatik çekim kuvveti ile birbirlerini çekerler ve bu çekim kuvveti iyonik bağı oluşturur. Bu süreçte, elektron alışverişi sayesinde her iki atom da kararlı bir elektron dizilimine ulaşır.

Modern atom teorisine göre atomun en küçük yapı taşı elektron olarak kabul edilir.

Elektronların eşit enerjili olup olmadığını anlamak için orbitallerin enerji sıralamasına bakmak gerekir. Çok elektronlu atomlarda genel olarak kabul edilen enerji sıralaması şu şekildedir: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f.... Ancak, bazı durumlarda artan çekirdek yükü ve elektronlar arasındaki itme gibi faktörler nedeniyle bu sıralama değişebilir.

Magnezyum (Mg) atomu temel halde 12 elektron içerir.

Bor atomu, 5 elektron ile kararlı hale gelir.

NH4+ iyonunda 10 elektron ve 11 proton bulunur.

Thomson'a göre elektronun kütle/yük oranı m/e = 1,6022 × 10^(-10) Coulomb'dur.