Elektron

Fe2+ ve Fe3+ arasındaki temel fark, sahip oldukları elektron sayılarıdır. Fe2+. Fe3+. Ayrıca, Fe2+ paramagnetik özelliklere sahipken, Fe3+ sadece bir yalnız elektronu nedeniyle paramanyetiktir.

Orbital, elektronların atom çekirdeği etrafındaki konumunu ve dalga-benzeri özelliklerini tanımlayan matematiksel bir fonksiyondur. Elektron bulutu ise, modern atom kuramında çekirdeğin etrafında dönen elektronlardan ziyade, çekirdeğin etrafındaki elektronların bulunma olasılığını ifade eder. Orbitaller, elektron bulutlarının olasılık dağılımını temsil eder ve farklı şekillere sahip olabilirler.

Baş kuantum sayısı, "n" ile gösterilen ve yörünge numarasını belirleyen sayıdır. Baş kuantum sayısı ile ilgili bazı özellikler: Yörüngenin çekirdeğe uzaklığı: Baş kuantum sayısı arttıkça yörüngenin çekirdeğe uzaklığı ve potansiyel enerjisi artar. Enerji katmanları: Baş kuantum sayıları ile enerji katmanları gösterilir. Alt kabuklar: Baş kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısının alabileceği değerleri belirler ve bu şekilde enerji seviyeleri alt kabuklara ayrılır.

İyon oluşumu, bir atomun bir veya daha fazla elektron kazanması ya da kaybetmesi sonucu elektrik yüklü bir parçacık (iyon) oluşmasıyla gerçekleşir. İzoelektrik tanecikler ise, elektron sayısı ve dizilimi aynı, ancak proton sayısı farklı olan taneciklerdir. Örnekler: Na+ ve N3- iyonları: Her ikisi de 10 elektrona sahiptir ve izoelektroniktir. Ca²⁺ ve Ar: Elektron dizilimleri 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 şeklindedir. İyon türleri: Katyon: Protonlardan daha az elektronu olan pozitif (+) yüklü iyondur. Anyon: Protonlardan daha fazla elektronu olan negatif (–) yüklü iyondur.

Sodyum (Na), kararlı hale geçmek için 1 elektron verir. Sodyumun atom numarası 11'dir ve atom dizilişi 2-8-1 şeklindedir.

Bir atomda en fazla 118 elektron bulunabilir. Ancak, teorik olarak periyodik tablonun daha derinlerine inildiğinde daha fazla elektron barındırabilecek elementlerin olabileceği düşünülmektedir.

Elektronların bulunma olasılığının yüksek olduğu bölgelere "orbital" denir. Orbital, bir atomun çekirdeği çevresinde, elektronların bulunma ihtimalinin en yüksek olduğu bölgedir. Orbitaller, şekillerine ve enerji seviyelerine göre sınıflandırılır: s-orbitali. p-orbitalleri. d-orbitalleri. f-orbitalleri.

Evet, elektronlar atomun hacmini belirler. Atomun merkezinde çekirdek bulunur ve çekirdek atomdan yaklaşık on bin kat küçüktür.

Oktet kuralına uymayan elementler şunlardır: Bor (B) ve berilyum (Be). Alüminyum (Al). Tek sayıda elektrona sahip elementler. Periyodik tablonun üçüncü sırasında ve altında bulunan elementler. Ayrıca, hidrojen (H), helyum (He) ve lityum (Li) gibi elementler de bir dublete ulaşma eğilimindedir.

Metallerin ısı iletkenliğinin yüksek olmasının sebebi, serbest hareketli elektronlara sahip olmalarıdır. Metallerin ısı iletkenliğini etkileyen diğer faktörler şunlardır: Metal türü. Saflık. Kristal yapı. Sıcaklık. Metallerin ısı iletkenliği, enerji verimliliği, aşırı ısınmanın önlenmesi ve genel performansın iyileştirilmesi gibi alanlarda önemli bir rol oynar.

Metan molekülünün (CH4) Lewis yapısında 4 tane ortaklanmış elektron çifti vardır.

Hund kuralı, çok elektronlu bir atomun taban durumuna karşılık gelen terim sembolünü belirlemek için formüle edilmiş bir kurallar dizisidir. Hund kuralının temel ilkeleri: Elektronlar, eş enerji seviyesine sahip orbitallere tek tek yerleşir ve bu yerleşimde elektronların spinleri aynı yönde olur. Bir orbitalde bir elektron bulunduktan sonra, ikinci elektron geldiğinde, onun spini öbürüne zıt olacak şekilde yerleştirme yapılır. Elektronlar, eş enerjiye sahip orbitallere doldurulurken önce boş orbitallere aynı spinli olacak şekilde tek tek yerleştirilir, daha sonra elektron sayısı zıt spinli olacak şekilde ikiye tamamlanır. Hund kuralını bulmak için aşağıdaki kaynaklar kullanılabilir: YouTube. Vikipedi. Milliyet. Mühendishane. Jove.

Li atomunun Bohr modeli hakkında bilgi bulunamadı. Ancak, Bohr atom modeli hakkında genel bilgi verilebilir. Bohr atom modeli, 1913 yılında Niels Henrik Bohr tarafından, Rutherford atom modelinden yararlanılarak öne sürülmüştür. Bohr atom modelinin bazı özellikleri: Elektronlar, çekirdekten belirli uzaklıktaki yörüngelerde hareket eder ve bu yörüngelerdeki açısal momentumları, Planck sabitinin tam katlarıdır. Her kararlı hâlin sabit bir enerjisi vardır ve elektron, kararlı bir durumda bulunurken atom ışınım yayınlamaz. Yüksek enerji düzeyinden daha düşük enerji düzeyine geçen elektron, seviyeler arasındaki enerji farkına eşit bir ışık kuantumu yayınlar.

Atom döner, Bursa'da sandviç ekmeğine yapılan bir döner türüdür. Atom dönerin, diğer döner türlerinden farklı olarak belirgin bir özelliği bulunmamaktadır.

Temel hal ve uyarılmış hal arasındaki temel farklar şunlardır: Enerji Seviyesi: Temel hal, bir atomdaki elektronların en düşük enerji seviyeli orbitalde yer aldığı haldir. Kararlılık: Temel hal, atomun doğal ve en kararlı hâlidir. Geri Dönüş: Uyarılmış haldeki atom, genellikle tekrar temel hâle dönerken ışık veya başka bir enerji formu yayar.

Elektronların 3d'den önce 4s'ye yerleşmesinin nedeni, Aufbau İlkesi olarak bilinen elektron doldurma kuralına dayanır. 4s orbitalinin enerjisi, belirli durumlarda (örneğin, Sc elementinden itibaren) 3d orbitalinin enerjisinden daha düşük olabilir.

Demir atomu, 8 değerlik elektronuna sahiptir. Demirin elektron konfigürasyonu [Ar] 4s² 3d⁶ şeklindedir.

İzoelektronik atomlar, elektron sayıları ve elektron dağılımları aynı olan, ancak proton sayıları farklı olan tanecikler olarak tanımlanır. Bu atomları ayırt etmek için şu özelliklere dikkat edilir: Proton Sayısı: İzoelektronik taneciklerde proton sayısı farklıdır. Kimyasal ve Fiziksel Özellikler: Bu nedenle, izoelektronik taneciklerin kimyasal ve fiziksel özellikleri de farklıdır. Elektron Dizilimi: Elektron sayıları aynı olsa da elektron dizilişleri aynı olmayabilir, bu da izoelektronik olmayan bir duruma yol açar. Örnekler: 11Na+1 ve 9F−1 iyonları, eşit sayıda onar elektron bulundurdukları için izoelektroniktir. 21Sc+2 ve 19K atomları, elektron sayıları aynı olsa da elektron dizilişleri farklı olduğu için izoelektronik değildir.

1. iyonlaşma enerjisi ve 2. iyonlaşma enerjisi arasındaki temel fark, koparılan elektron sayısı ve gereken enerji miktarıdır. - 1. iyonlaşma enerjisi, bir atomun gaz halinde iken en dış katmanından bir elektronu koparmak için gereken minimum enerji miktarıdır. - 2. iyonlaşma enerjisi, +1 iyonundan bir elektronu kopararak +2 iyonu oluşturmak için gereken enerji miktarıdır. Özetle: - 1. iyonlaşma enerjisi her zaman 2. iyonlaşma enerjisinden daha azdır, çünkü ikinci elektronu koparmak için daha fazla enerji gereklidir.

Evet, ilk 20 elementte elektron sayısı proton sayısına eşittir. Nötr durumdaki bir atomda bulunan elektron ve proton sayısı eşit olduğu için, nötr durumda bir kimyasal elementin proton sayısı, elektron sayısı ve atom numarası aynıdır.