Orbital

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.

İyot (I) elementinin elektron dizilimi Kr 5s² 4d¹⁰ 5p⁵ şeklindedir. Bu dizilimde: 5s²: İki elektron. 4d¹⁰: On elektron. 5p⁵: Yedi elektron (iyotun yükseltgenme seviyeleri 1,5 ve 7'dir). İyot, periyodik tablonun 5. periyodunun 17. grubunda yer alır.

Aktinitler, periyodik tabloda 5f orbitalinde elektron katılımının gerçekleştiği elementlerdir.

Elektron diziliminde 1s 2s 2p şu anlamlara gelir: 1s. 2s. 2p. Elektron dizilimi, atom fiziği ve kuantum kimyasında, bir atom ya da molekülün elektronlarının atomik ya da moleküler orbitallerdeki dağılımını ifade eder. Örneğin, Neon atomunun elektron dizilimi 1s² 2s² 2p⁶ olarak gösterilir.

Elektronların 3p'den önce 4s'ye yerleşmesinin nedeni, 4s orbitalinin enerjisinin 3p orbitalinin enerjisinden daha düşük olmasıdır. Elektronlar, Aufbau ilkesine göre en düşük enerjili orbitalden başlayarak daha yüksek enerjili orbitallere doğru sırasıyla yerleşir.

3s orbitali, 3p orbitalinden daha büyüktür. Elektron diziliminde orbitallerin enerji sıralaması şu şekildedir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s. Bu sıralamaya göre, aynı enerji seviyesindeki (n = 3) alt kabuklardaki orbitallerin enerji karşılaştırması şu şekildedir: 3s < 3p.

En fazla s, d, p, f bloklarının kaç olabileceği, periyodik tablodaki yerlerine ve elektron dizilimlerine bağlıdır: s bloğu: Her s orbitali en fazla 2 elektron alabilir. p bloğu: p orbitali en fazla 6 elektron alabilir (3 p orbitali × 2 elektron/orbital). d bloğu: d orbitali en fazla 10 elektron alabilir (5 d orbitali × 2 elektron/orbital). f bloğu: f orbitali en fazla 14 elektron alabilir (7 f orbitali × 2 elektron/orbital). Bu bilgilere göre, bir elementin taşıyabileceği maksimum s, d, p, f elektron sayıları sırasıyla 2, 10, 6 ve 14'tür.

Orbital tümörlerin anlaşılmasında aşağıdaki belirtiler gözlemlenebilir: Göz hareketlerinin senkronizasyonunun bozulması. Görme değişiklikleri: Olduğundan daha az görmeye başlama, geçici görme kaybı, çift görme. Göz çevresinde ağrı, uyuşma ve karıncalanma hissi. Göz kapağının şişmesi ve aşağı doğru sarkması. Göz kapaklarında iltihaplanma. Korneada hasar. Göz ve gözün çevresinde basınç hissi. Gözün yuvasından öne doğru çıkması. Göz bebeğinin şeklinde değişiklik, daha küçük veya büyük görünmesi. Gözün etrafında parlak ışık veya uçuşan nesneler görmek. İriste leke şeklinde koyu bir nokta oluşması. Bu belirtiler, çoğunlukla iyi huylu orbital tümörlerde görülse de, kötü huylu tümörlerde farklı semptomlar ortaya çıkabilir. Orbital tümör şüphesi durumunda, vakit kaybetmeden uzman bir göz doktoruna başvurulmalıdır.

Bir enerji seviyesinde bulunabilecek maksimum orbital sayısı, n² formülü ile hesaplanır. Örneğin: 1. enerji seviyesi (n=1) için, orbital sayısı 1²=1 olur. 2. enerji seviyesi (n=2) için, orbital sayısı 2²=4 olur. Her bir orbitalin en fazla 2 elektron alabileceği göz önüne alındığında, bir enerji seviyesindeki toplam elektron kapasitesi 2n² formülü ile hesaplanır.

Kimya alanında 60 orbital, atomların elektronlarının enerji seviyelerine ve alt seviyelere göre nasıl yerleştiğini gösteren bir düzenlemeyi ifade eder. Temel orbital türleri ve kapasiteleri: s-orbitalleri: Maksimum 2 elektron alabilir. p-orbitalleri: Maksimum 6 elektron alabilir (her biri 2 elektron olmak üzere üç p-orbitali). d-orbitalleri: Maksimum 10 elektron alabilir (her biri 2 elektron olmak üzere beş d-orbitali). f-orbitalleri: Maksimum 14 elektron alabilir (her biri 2 elektron olmak üzere yedi f-orbitali). Orbitallerin enerji seviyelerine göre sıralaması: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Açısal momentum alt kabukları, açısal momentum kuantum sayısı (ℓ) ile belirlenir. Bazı açısal momentum alt kabukları ve karşılık gelen orbitaller: ℓ = 0, s orbitali; ℓ = 1, p orbitali; ℓ = 2, d orbitali; ℓ = 3, f orbitali. Örneğin, n=3 olduğunda ℓ; 0, 1 ve 2 değerlerini alabilir, bu da 3 alt enerji seviyesi (s, p ve d orbitalleri) anlamına gelir.

s orbitali, son orbitalde en fazla 2 elektron bulunduran orbitaldir. Bunun nedeni, Pauli'nin dışlama ilkesidir; bir orbitalde en fazla 2 elektron bulunabilir ve bu elektronların spin kuantum sayıları farklı olmak zorundadır.

Hayır, 3s ve 3p orbitalleri aynı enerji seviyesinde değildir. Orbitallerin enerji sıralaması şu şekildedir: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p. Buna göre, 3s orbitalinin enerjisi, 3p orbitalinin enerjisinden daha düşüktür.

Hayır, orbital ve enerji seviyesi aynı şey değildir. Enerji seviyesi, atom çekirdeğinin etrafında katman katman biçiminde bulunan yörüngelerin her biridir. Orbital ise, bir atomun etrafındaki elektronların bulunma olasılığının yüksek olduğu uzay bölgeleridir.

3d orbitalinde maksimum 10 elektron bulunabilir. Bu sonuç, 3d alt kabuğunun 5 adet orbital içermesi ve her bir orbitalin en fazla 2 elektron barındırabilmesi (Pauli dışlama ilkesi) nedeniyle elde edilir.

Orbital, elektronların atom çekirdeği etrafında bulunma olasılığının en yüksek olduğu hacimsel bölgedir. Orbital kavramı, hem fizik hem de kimya alanında geçerlidir. Orbitaller, farklı şekillere ve enerji seviyelerine sahiptir. Orbitaller, atomlardaki ve moleküllerdeki elektronların davranışını açıklamak için kullanılır. Orbitallerin özelliklerini tanımlayan üç kuantum sayısı vardır: Baş kuantum sayısı (n). Açısal momentum (ℓ) ve açısal momentum kuantum sayısı (ml). Ayrıca, molekül orbital teorisi de orbital kavramının açıklanmasında kullanılır.

Tam dolu orbital sayısı 10, yarı dolu orbital sayısı 3 olan atomun elektron dağılımı 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ şeklindedir. Bu atomun elektron dizilimi şu şekilde açıklanabilir: Tam dolu orbitaller: 1s, 2s, 2p ve 3s orbitalleri doludur (toplam 10 orbital). Yarı dolu orbital: 3p orbitalinin bir orbitali yarı doludur (toplam 3 orbital). Elektron dağılımı, elektronların düşük enerjili orbitallere yerleşmesi (Aufbau prensibi), her orbitalin en fazla iki elektron alması (Pauli dışlama ilkesi) ve aynı enerji seviyesindeki orbitallerin önce tekli olarak doldurulması (Hund kuralı) gibi prensiplere göre düzenlenmiştir.

Sp3 hibritleşmesi yapan bir karbon atomunun oluşturduğu moleküllerin geometrik şekli düzgün dörtyüzlüdür. Dolayısıyla, sp3 hibritleşmesi bir açı değil, birden fazla açıdan oluşan bir geometrik şekil ile ilişkilidir.

Evet, potasyum küresel simetriktir. Küresel simetri, bir atomun elektron dizilişindeki son orbitalin tam dolu veya yarı dolu olması durumunda ortaya çıkar.

Eş enerjili orbitaller, bir enerji seviyesindeki orbitallerdir ve enerjileri aynıdır. Bazı eş enerjili orbital türleri: s orbitalleri. p orbitalleri. d orbitalleri. f orbitalleri.