Elektron

1. iyonlaşma enerjisi ve 2. iyonlaşma enerjisi arasındaki fark, bir elektronu koparmak için gereken enerjinin farklı olmasıdır. - 1. iyonlaşma enerjisi, nötr hâldeki bir atomun son katmanındaki bir elektronu koparmak için harcanan enerjidir. - 2. iyonlaşma enerjisi, ilk elektron koparıldıktan sonra ikinci elektron için, yani +1 iyonunu +2 yapmak için gereken enerjidir. Genel olarak, 2. iyonlaşma enerjisi her zaman 1. iyonlaşma enerjisinden daha yüksektir, çünkü pozitif yükler elektronları daha güçlü bağlar.

Değerlik elektron sayısı, bir atomun en dış kabuğundaki (valans yörüngesi) elektron sayısıdır. Bu sayı, aynı zamanda elementin grubunu da verir.

Atomun en ağır parçacığı proton olarak kabul edilir. En hafif parçacık ise elektron'dur.

Evet, ilk 20 elementte elektron sayısı proton sayısına eşittir.

Nötr bir atomun elektron sayısını bulmak için periyodik cetvelde element sembolünün sağ alt köşesindeki sayıya bakmak gereklidir. Çünkü yüksüz (nötr) bir atomda, atom numarası (proton sayısı) elektron sayısına eşittir.

O2- anyonu 8 elektron içerir.

Enerji seviyeleri, elektronların atom çekirdeği etrafında bulunduğu yörüngelere bağlıdır. Bir enerji seviyesinin bağlı olduğu faktörler şunlardır: 1. Çekirdekten uzaklık: Elektronlar çekirdekten uzaklaştıkça enerjileri artar. 2. Ekranlama etkisi: İç kabuklardaki elektronlar, dış kabuklardaki elektronları çekirdeğin çekim kuvvetinden kısmen korur, bu da dış kabuklardaki elektronların enerjilerinin daha yüksek olmasına neden olur. 3. Orbitalin şekli: Farklı şekillere sahip orbitallerin enerjileri de farklıdır.

Elektronlar 4s orbitaline, 3p orbitalinden önce yerleşir çünkü orbitallerin enerji sıralaması bu şekildedir. Bu sıralamada, n+l değeri arttıkça orbitallerin enerjisi de artar daha düşük enerjiye sahiptir ve önce dolar.

Bir elementin son katmanındaki elektron sayısı, o elementin grup numarasını verir.

Elektronların küre şeklinde olmasının nedeni, enerji katmanları içinde yer almalarıdır.

Hidrojenin elektron dizilimi, 1s1 şeklinde yapılır. Bu, hidrojen atomunun çekirdeğinde bir proton olduğu ve etrafında da bir elektron bulunduğu anlamına gelir.

Proton sayısı aynı olan atomların kimyasal özellikleri aynıdır çünkü kimyasal özellikler elektron sayısına bağlıdır. Proton ve elektron sayıları eşit olduğunda, atomlar nötr halindedir ve bu durumda kimyasal özellikleri de benzer olur.

Atomda elektron hareketi, çekirdeğin etrafında belirli enerji seviyelerinde gerçekleşir. Elektronların hareket etme nedenleri ve şekilleri şunlardır: 1. Enerji Alımı: Elektronlar, fotonlar aracılığıyla enerji aldıklarında bir üst enerji seviyesine çıkarlar. 2. Belirsizlik İlkesi: Heisenberg'in belirsizlik ilkesinden dolayı, elektronların hem hızını hem de konumunu aynı anda yüksek doğrulukla bilmek mümkün değildir. 3. Atom Oluşumu: Elektronların hareket etmesini sağlayan ilk enerji, atom oluşurken atomun yapısında depolanır.

İyonlar, elektron kazanması veya kaybetmesi sonucu oluşan yüklü parçacıklardır. İki ana iyon türü vardır: 1. Katyonlar: Elektron kaybeden atomların oluşturduğu, pozitif yüklü iyonlardır. 2. Anyonlar: Elektron kazanan atomların oluşturduğu, negatif yüklü iyonlardır. İyonların çalışma prensipleri şu şekilde özetlenebilir: 1. Kimyasal Reaksiyonlar: İyonlar, diğer atomlarla veya moleküllerle birleşerek bileşikler oluşturur. 2. Elektrokimyasal Sistemler: Elektrokimyasal hücrelerde, anotta katyonlar elektron kaybederek pozitif iyon haline gelir ve katotta bu katyonlar tekrar elektron kazanarak nötr atom veya moleküle dönüşür. 3. Biyolojik Fonksiyonlar: İyonlar, sinir iletimi, kas kasılması ve vücut sıvı dengesinin korunması gibi biyolojik süreçlerde hayati rol oynar.

Redoks tepkimelerinde elektron alış-verişi, indirgen ve yükseltgen maddeler arasında gerçekleşir. Elektron alış-verişinin adımları: 1. Yarı tepkimelere ayırma: Tepkime, elektron veren (yükseltgenen) ve elektron alan (indirgenen) maddelerin ayrı yarı tepkimeleri olarak yazılır. 2. Denkleştirme: Her bir yarı tepkime ayrı ayrı denkleştirilir, bu sırada yükseltgenme veya indirgenmeyi göstermek için elektron eklenir. 3. Birleştirme: Alınan ve verilen elektron sayısı eşit olacak şekilde yarı tepkimeler birleştirilir. Bu süreçte, elektron veren madde yükseltgenirken, elektron alan madde indirgenir.

Oktet kuralı, kimyada atomların son katmanlarındaki elektron sayılarını 8'e tamamlayarak kararlı hale gelmelerini ifade eder. Bu kurala göre, helyum dışındaki soy gazların son yörüngesinde 8 elektron bulunur.

Elektronlar, elektrik akımına zıt yönde hareket eder.

Çift yarıklı deneyde elektronlar, hem parçacık hem de dalga gibi davranır. Parçacık olarak davrandıklarında, tek bir yarıktan geçerek arka duvarda iki çizgi oluştururlar. Dalga gibi davrandıklarında ise, iki yarıktan geçip birbirleriyle girişim yaparak arka duvarda bir girişim deseni oluştururlar.

En fazla kaç s, d, p ve f orbitali olabileceği şu şekildedir: 1. s orbitali: Maksimum 2 elektron alabilir. 2. p orbitali: Maksimum 6 elektron alabilir. 3. d orbitali: Maksimum 10 elektron alabilir. 4. f orbitali: Maksimum 14 elektron alabilir.

Kararlı yapıya sahip olan atomlar, dublet ve oktet kuralına uyan atomlardır. Dublet kuralı, 1. katmanda en fazla 2 elektron bulunması durumunu ifade eder. Bu kurallara uyan ve kararlı yapıya sahip olan atomlara örnek olarak helyum, neon ve argon verilebilir.