Elektron

Periyodik sistemde aynı grupta bulunan atomların elektronları, en dış elektron kabuklarında aynı sayıda elektrona sahip olacak şekilde sıralanır. Örneğin, halojen grubunun elemanlarının tümü bir elektron alarak elektron dizilimlerini soy gazlara benzetmeye çalışır ve bu nedenle oluşturdukları bileşiklerde -1 değerlik alırlar. Aynı gruptaki elementlerin benzer kimyasal özelliklere sahip olmasının nedeni de budur.

Nötr bir atom, elektron alarak veya elektron vererek yüklenebilir. Elektron alarak yükleme: Nötr bir atom, elektron aldığında negatif yükle yüklenir ve anyon olarak adlandırılır. Elektron vererek yükleme: Nötr bir atom, elektron verdiğinde pozitif yükle yüklenir ve katyon olarak adlandırılır. Bir atomun sahip olduğu yük, proton sayısından elektron sayısının çıkarılmasıyla hesaplanır. Örnek: Proton sayısı 17 ve elektron sayısı 15 olan bir atom, +2 yüklüdür ve nötr değildir. Proton sayısı 18 olan bir atom, elektron sayısı da 18 olduğunda nötr (yüksüz) bir atomdur.

Sodyum (Na) atomu, dört farklı orbitalde elektron bulundurur: 1. 1s: 2 elektron. 2. 2s: 2 elektron. 3. 2p: 6 elektron. 4. 3s: 2 elektron. Toplamda, sodyum atomu 10 elektron içerir.

İzoelektronik tanecikler, elektron sayıları ve elektron dağılımları aynı olan taneciklerdir. Bu tanecikler şu şekillerde oluşabilir: İyonlar arasında. Farklı atomlar arasında. İzoelektronik taneciklerin proton sayıları farklı olduğu için kimyasal ve fiziksel özellikleri farklıdır.

Bohr atom modeline göre elektronlar, çekirdek etrafında belirli enerjili dairesel yörüngelerde hareket eder. Bu yörüngelerin çekirdeğe göre belirli bir enerjisi vardır ve yörüngeler n = 1, 2, 3, 4, 5... gibi rakamlarla veya K, L, M, N, O... gibi harflerle gösterilir. Elektron, en düşük enerji düzeyinde bulunmak ister ve bu düzeye temel hâl adı verilir. Bohr modeli, yalnızca tek elektronlu sistemlerin (örneğin hidrojen) spektrumlarını açıklayabilir.

Demirin (Fe) proton, elektron ve nötron sayıları: Proton sayısı: 26. Elektron sayısı: 26 (nötr bir atomda proton sayısına eşittir). Nötron sayısı: Yaklaşık olarak 30-31 (atom kütlesine bağlı olarak). Demirin atom numarası 26'dır, bu da 26 proton olduğunu gösterir.

Atomdan iyona geçiş, bir atomun elektron alarak veya vererek kararlı hale geçmesi olayıdır. İyon, pozitif veya negatif yükü olan bir atoma ya da atomlar grubuna denir. Katyon: Elektron vererek pozitif yüke ulaşan atomlardır. Anyon: Elektron alarak negatif yüke kavuşan atomlardır. İyonlaşma, atom altı parçacıklar, atomlar, moleküller ve iyonlarla çarpışma veya elektromanyetik radyasyonla etkileşim sonucunda gerçekleşebilir.

Orbitallerin farklı şekillerde doldurulmasının nedeni, elektronların atomda en düşük enerji seviyesinden başlayarak yer alması (Aufbau İlkesi) ve eş enerjili orbitallerin maksimum toplam spin verecek şekilde doldurulması (Hund Kuralı) gibi kurallara uymasıdır. Ayrıca, elektronlar kararlı bir dizilim elde edebilmek için alt kabukları yarı dolu veya tam dolu tercih edebilirler. Orbitallerin doldurulma sırası, artan n+l değeri sırasına göre belirlenir; n+l değeri aynı olduğunda ise artan n değerine göre sırayla dolum yapılır.

Evet, elektronlar çekirdeğe en yakın yörüngede bulunmak ister. Elektriksel çekim kuvveti, elektronu çekirdeğe en yakın yörüngeye çeker.

Elektronun kütle/yük oranı, e/m = 9.2847647043(28) × 10⁻²⁴ J/T olarak ifade edilir. Elektronun durgun kütlesi ise 9.1093837015(28) × 10⁻³¹ kilogram veya 5.48579909065(16) × 10⁻⁴ atomik kütle birimidir. Elektronun elektrik yükü ise -1,602176634 × 10⁻¹⁹ coulomb'dur. Bu bilgiler ışığında, elektronun kütle/yük oranı şu şekilde hesaplanır: - e/m = (9.1093837015 × 10⁻³¹ kg) / (-1.602176634 × 10⁻¹⁹ C) - e/m ≈ 5.7037418282 × 10¹⁰ kg/C Bu oran, 1900'lü yılların başında Richard Laming tarafından teorileştirilmiş ve 1897 yılında J.J. Thomson tarafından keşfedilmiştir.

Eşleşmemiş elektronları bulmak için aşağıdaki adımlar izlenebilir: 1. Molekülün Lewis yapısını çizin. 2. Moleküle ait her atomun değerlik elektronlarını belirleyin. 3. Bu değerlik elektronlarını atomlar arasındaki bağları oluşturmak için kullanın. 4. Kalan değerlik elektronları, eşleşmemiş elektron çiftleri olarak ifade edilir. 5. Eşleşmemiş elektron sayısını bulmak için: Eşleşmemiş elektron çifti sayısını belirleyin. Her çifti iki elektron olarak hesaplayın. Elde ettiğiniz değeri eşleşmemiş elektron sayısına eşitleyin. Eşleşmemiş elektronları hesaplamak için kullanılan formül şu şekildedir: UE = V - B - L. Burada: UE, eşleşmemiş elektronların sayısını; V, toplam değerlik elektronu sayısını; B, bağlayıcı elektronların sayısını; L, serbest çift elektronların sayısını ifade eder. Eşleşmemiş elektronlar, tüm orbitalleri eşleşmiş spinlerle doldurmak için yetersiz elektron olduğunda veya belirli yapılandırmalar eşleşmeyi bozduğunda ortaya çıkar.

Cl (klor) atomunun 17 elektronu vardır.

Bir elementin temel haline dönmesi için enerji alması gerekir. Temel hal, bir atomun enerji bakımından en düşük seviyede ve kararlı halde bulunmasıdır. Uyarılmış haldeki atom, kararsızdır.

Üçüncü enerji seviyesi 18 elektron alabilir. Enerji seviyelerinin elektron kapasiteleri şu şekildedir: Birinci enerji seviyesi: 2 elektron. İkinci enerji seviyesi: 8 elektron. Üçüncü enerji seviyesi: 18 elektron. Dördüncü enerji seviyesi: 32 elektron. Bu kapasiteler, elektronların orbitallere yerleşmesiyle belirlenir; örneğin, 3p orbitalleri aynı enerji seviyesine sahiptir ve 6 elektron alır.

Elektronlar, protonlardan daha az yük taşır çünkü elektronun elektrik yükü (-1), protonun elektrik yükünden (+1) daha küçüktür. Proton ve elektronun elektrik yükleri şu şekilde özetlenebilir: Proton, pozitif (+1) elektrik yükü taşır. Elektron, negatif (-1) elektrik yükü taşır. Elektronun kütlesi, proton ve nötrondan çok daha düşüktür (yaklaşık olarak 1/1836 amü).

Elektronların atomlar arasında gidip gelmesi olayına "redoks" denir. Redoks, bir atom veya molekülden ötekine bir veya daha çok elektronun geçişi olayıdır.

Elektron, protondan daha hızlıdır. Bunun sebebi, elektronun protondan çok daha hafif olmasıdır. Ayrıca, her iki parçacık da aynı kuvvetle hızlandığı için, elektron daha fazla ivme kazanır.

Mg2+ iyonu, magnezyum (Mg) atomunun iki elektron kaybetmesi sonucu oluşur. Örneğin, bir magnezyum atomunun çekirdeğinde 12 proton ve çekirdek çevresinde 12 elektron bulunur. Bu durum şu şekilde şematize edilebilir: Mg → Mg2+ + 2e-. Periyodik tabloya göre, 2A grubu elementleri 2+ yüklü iyonlar oluşturur.

D orbitali en fazla 10 elektron alabilir. Bunun nedeni, her bir orbitalin en fazla 2 elektron alabilmesi ve d orbitalinin 5 adet orbital içermesidir.

Elementlerin elektron alma ve verme eğilimlerini bulmak için aşağıdaki özelliklere dikkat edilebilir: Atom yarıçapı: Atom yarıçapı büyüdükçe elektron verme eğilimi artar, çünkü değerlik elektronları çekirdekten uzaklaşır ve elektron başına düşen çekim kuvveti azalır. Periyodik tablo konumu: Aynı grupta: Yukarıdan aşağıya doğru inildikçe elektron verme eğilimi artar, çünkü en dıştaki elektron çekirdekten daha uzakta olur. Aynı periyotta: Soldan sağa doğru gidildikçe elektron verme eğilimi azalır, çünkü atom çekirdeğindeki proton sayısı artar ve elektronlar çekirdeğe daha sıkı bağlanır. Metalik ve ametalik özellikler: Metaller elektron verme, ametaller ise elektron alma eğilimindedir. İyonlaşma enerjisi: Düşük iyonlaşma enerjisine sahip elementler elektron verme eğilimindedir. Elektron alma ve verme eğilimlerini daha detaylı analiz etmek için periyodik tablo ve ilgili elementlerin atom yapıları hakkında bilgi sahibi olmak faydalı olabilir.