Atom Modelleri ve Atomun Yapısı

Atom fikri nereden geldi?

Bir parça bakırı ikiye, sonra yine ikiye bölmeyi sürdürdüğümüzü düşünelim. Bu iş sonsuza kadar sürebilir mi, yoksa artık bölünemeyen bir parçaya mı ulaşırız? Antik Yunan'da Demokritos (MÖ 5. yüzyıl) maddenin bölünemeyen küçük parçalardan oluştuğunu ileri sürdü ve bu parçalara "bölünemez" anlamına gelen atomos adını verdi. Ancak bu görüş bir deneye değil, düşünceye dayanıyordu; yüzyıllar boyunca bir felsefe fikri olarak kaldı.

Atomun bilimsel bir model olarak ele alınması 1800'lerin başında başladı. Bundan sonraki her model, bir önceki modelin açıklayamadığı bir deney sonucunu açıklamak için ortaya çıktı. Bilimde model böyle gelişir: model, gözlemleri açıklayan bir düşünce yapısıdır; yeni bir gözlemi açıklayamazsa düzeltilir ya da yerini yenisine bırakır. Bu yüzden eski modeller "yanlış" diye bir kenara atılmaz; her biri atomu anlamamızda bir basamak olmuştur.

Dalton atom modeli

John Dalton, 1803 civarında, kimyasal tepkimelerde kütlenin korunması ve bileşiklerin elementlerini hep aynı kütle oranında içermesi gibi deneysel yasaları açıklamak için atom kuramını ortaya koydu. Dalton'un temel varsayımları şunlardır:

• Madde, bölünemeyen ve parçalanamayan çok küçük taneciklerden, atomlardan oluşur.
• Bir elementin bütün atomları kütle, büyüklük ve özellik bakımından özdeştir; farklı elementlerin atomları birbirinden farklıdır.
• Kimyasal tepkimelerde atomlar yoktan var edilemez, var olanlar yok edilemez; atomlar yalnızca yeniden düzenlenir.
• Farklı elementlerin atomları belirli ve basit tam sayılı oranlarda birleşerek bileşikleri oluşturur.

Dalton atomu içi dolu, sert bir küre gibi düşündü. Bu model, kütlenin korunumunu ve sabit oranlar yasasını çok iyi açıklıyordu; bu yasaları kimyanın temel kanunları konusunda ayrıntılı göreceksin.

Modelin eksikleri sonraki keşiflerle ortaya çıktı. Atomun içinde elektron, proton ve nötron bulunduğu anlaşılınca "atom bölünemez" varsayımı geçerliliğini yitirdi. Aynı elementin kütlesi farklı atomlarının, yani izotopların bulunması "bir elementin bütün atomları özdeştir" varsayımını çürüttü. Dalton modelinde elektrik yükünden de hiç söz edilmez.

Elektronun keşfi ve Thomson atom modeli

1800'lerin sonunda fizikçiler, havası büyük ölçüde boşaltılmış cam tüplerin iki ucuna yüksek gerilim uyguluyordu. Bu tüplerde negatif kutuptan (katottan) pozitif kutba (anoda) doğru giden ve tüpün camında parıldamaya yol açan ışınlar gözlendi: katot ışınları. J. J. Thomson 1897'de bu ışınların elektrik alanında pozitif levhaya doğru saptığını, yani negatif yüklü olduğunu gösterdi. Işınların yük/kütle oranını ölçtü ve katot hangi metalden yapılırsa yapılsın, tüpte hangi gaz bulunursa bulunsun aynı sonucu buldu. Buradan, her atomun içinde aynı tür negatif yüklü tanecikler bulunduğu sonucuna vardı. Bu taneciklere elektron adı verildi. Elektronun yükünü 1909 civarında Robert Millikan yağ damlası deneyiyle ölçtü.

Atom bir bütün olarak yüksüz olduğuna göre içinde negatif yükü dengeleyen pozitif yük de bulunmalıydı. Thomson'ın önerdiği modelde atom, pozitif yüklü bir küredir ve elektronlar bu kürenin içine, kekteki üzümler gibi dağılmıştır. Bu yüzden modele üzümlü kek modeli denir. Atomdaki pozitif yük miktarı negatif yük miktarına eşittir, bu nedenle atom nötrdür.

Thomson modeli atomun bölünebildiğini ve elektrik yüklü tanecikler içerdiğini gösteren ilk modeldir. Eksiği ise atomda bir çekirdek bulunmamasıdır: pozitif yük bütün küreye yayılmıştır. Biraz sonra göreceğin alfa saçılması deneyi bu modelle açıklanamadı.

Rutherford'un alfa saçılması deneyi

Ernest Rutherford'un yönetiminde Hans Geiger ve Ernest Marsden, radyoaktif bir kaynaktan çıkan alfa taneciklerini çok ince bir altın levhaya gönderdi. Alfa tanecikleri iki proton ve iki nötrondan oluşan, \(+2\) yüklü helyum çekirdekleridir: \({}^{4}_{2}\text{He}^{2+}\). Levhanın çevresine yerleştirilen çinko sülfür kaplı ekran, üzerine çarpan her alfa taneciği için küçük bir ışık parlaması veriyordu; araştırmacılar parlamaları sayarak taneciklerin nereye gittiğini belirledi.

Thomson modeline göre pozitif yük atoma yayılmış olduğundan hızlı alfa tanecikleri levhadan neredeyse hiç sapmadan geçmeliydi. Sonuçlar ise farklı çıktı. Rutherford gözlemleri 1911'de şöyle yorumladı:

Geri dönen taneciklerin çok az olması çekirdeğin çok küçük olduğunu gösterir: bir alfa taneciğinin çekirdeğe doğrudan yaklaşma olasılığı düşüktür. Çekirdeğin çapı, atomun çapının kabaca on binde biri ile yüz binde biri arasındadır. Atomu bir futbol stadyumu kadar büyütsek çekirdek ortadaki bir bilye kadar kalırdı. Elektronlar ise alfa taneciğine göre çok hafif olduğu için onun yolunu belirgin biçimde değiştiremez; sapmaların sorumlusu çekirdektir.

Bu sonuçlarla Rutherford çekirdekli atom modelini önerdi: Atomun merkezinde pozitif yüklü, küçük ve atomun kütlesinin neredeyse tamamını taşıyan bir çekirdek vardır. Elektronlar çekirdeğin çevresinde, çekirdeğe göre çok uzak mesafelerde dolanır. Çekirdekteki pozitif yük, elektronların toplam negatif yüküne eşittir. Rutherford ayrıca, çekirdeğin kütlesinin protonların kütlesiyle açıklanamayacak kadar büyük olduğuna bakarak çekirdekte yüksüz tanecikler bulunabileceğini öngördü; bu tanecik, nötron, 1932'de James Chadwick tarafından keşfedildi.

Rutherford modelinin de eksikleri vardı. Klasik fiziğe göre çekirdeğin çevresinde dolanan elektron sürekli ışıma yaparak enerji kaybetmeli ve sarmal bir yol izleyerek çekirdeğe düşmeliydi. Oysa atomlar kararlıdır. Model ayrıca elementlerin neden yalnızca belirli renklerde ışık yaydığını, yani çizgi spektrumlarını açıklayamadı.

Bohr atom modeli

Niels Bohr 1913'te hidrojen atomu için yeni bir model önerdi. Bohr'un temel varsayımları şunlardır:

• Elektronlar çekirdek çevresinde ancak belirli uzaklıklardaki dairesel yörüngelerde bulunabilir. Bu yörüngelere enerji düzeyi ya da katman denir.
• Her enerji düzeyinin belirli bir enerjisi vardır. Elektron izinli bir düzeyde dolanırken ışıma yapmaz, enerjisi değişmez.
• Enerji düzeyleri çekirdekten dışa doğru \(n = 1, 2, 3, \ldots\) ile numaralanır ve K, L, M, N harfleriyle de gösterilir. Çekirdekten uzaklaştıkça düzeyin enerjisi artar.
• Elektron, iki düzey arasındaki enerji farkına tam olarak eşit enerji soğurursa üst düzeye çıkar; üst düzeyden alt düzeye inerken bu farka eşit enerjide ışık yayar.

Atomdaki elektronların olabilecek en düşük enerjili düzeylerde bulunduğu duruma temel hal denir. Enerji soğuran atom uyarılmış hale geçer. Uyarılmış hal kararsızdır; elektron kısa sürede daha alt düzeylere döner ve aradaki enerjiyi ışık olarak salar:

Burada \(h\) Planck sabiti, \(\nu\) yayılan ışığın frekansıdır. Enerji farkı büyüdükçe yayılan ışığın frekansı büyür, dalga boyu kısalır. Elektronun atomdan tamamen koparılması da mümkündür; buna iyonlaşma denir ve iyonlaşma enerjisini periyodik sistem konusunda ayrıntılı göreceksin.

Uyarılma, ışıma ve hidrojenin çizgi spektrumu

Güneş ışığı ya da akkor bir lambanın ışığı bir prizmadan geçirildiğinde gökkuşağı gibi kesintisiz bir renk bandı, sürekli spektrum elde edilir. Oysa düşük basınçlı hidrojen gazı bir tüpte elektrik boşalmasıyla uyarılıp yaydığı ışık prizmadan geçirilirse karanlık bir zemin üzerinde yalnızca birkaç parlak renkli çizgi görülür. Buna çizgi spektrumu (salma spektrumu) denir.

Bohr modeli bu çizgileri açıklar. Enerji düzeyleri belirli değerlerde olduğu için düzeyler arasındaki farklar da belirlidir; her fark tek bir frekansa, yani tek bir renk çizgisine karşılık gelir. Hidrojende elektronun 2. düzeye indiği geçişlerden dördü görünür bölgede çizgi verir: 3 → 2 geçişi kırmızı, 4 → 2 geçişi mavi-yeşil, 5 → 2 ve 6 → 2 geçişleri mor tonlarda çizgiler oluşturur. 1. düzeye inen geçişlerin enerjisi daha büyüktür ve morötesi bölgeye düşer; 3. düzeye inen geçişler ise kızılötesi bölgededir.

Her elementin enerji düzeyleri farklı olduğu için her elementin çizgi spektrumu da kendine özgüdür; spektrum elementin bir parmak izi gibidir. Bir gazın içinden sürekli spektrumlu ışık geçirilirse gaz, kendi salma çizgileriyle aynı dalga boylarındaki ışığı soğurur ve sürekli spektrumun üzerinde karanlık çizgiler oluşur (soğurma spektrumu). Gökbilimciler yıldızların hangi elementleri içerdiğini bu çizgilerden anlar. Alev deneyi de aynı ilkeye dayanır: sodyum bileşikleri aleve sarı, lityum bileşikleri kırmızı, potasyum bileşikleri lila, bakır bileşikleri yeşil-mavi renk verir.

Bohr modeli hidrojenin ve yalnızca bir elektronu olan iyonların (\(\text{He}^{+}\), \(\text{Li}^{2+}\) gibi) spektrumlarını başarıyla açıklar. Ancak birden fazla elektronu olan atomların spektrumlarını açıklayamaz. Ayrıca elektronu, yeri ve hızı her an kesin olarak bilinebilen ve belirli bir yörüngede dolanan bir tanecik gibi düşünmesi de sonradan yanlış çıktı.

Modern atom modeline geçiş

1920'lerde elektronun yalnızca tanecik değil, dalga özelliği de gösterdiği anlaşıldı (de Broglie, 1924). Werner Heisenberg, bir elektronun yerinin ve hızının aynı anda kesin olarak belirlenemeyeceğini gösterdi. Erwin Schrödinger 1926'da elektronun davranışını dalga denklemiyle tanımladı. Bu çalışmalarla gelişen modern atom modelinde elektronun belirli bir yörüngesi yoktur; ancak çekirdek çevresinde belirli bir bölgede bulunma olasılığından söz edilebilir. Elektronun bulunma olasılığının yüksek olduğu bölgeler bir elektron bulutu gibi düşünülür.

Modern modelde de enerji düzeyleri vardır, ama düzeyler "yörünge" değil, alt düzeyler ve orbitallerden oluşan bölgelerdir. Orbitalleri ve elektronların orbitallere yerleşme kurallarını AYT'deki Modern Atom Teorisi konusunda göreceksin. TYT'de katman (2-8-8) gösterimi yeterlidir.

Atomu oluşturan tanecikler

Bugün atomun, merkezdeki çekirdek ve çekirdeğin çevresindeki elektronlardan oluştuğunu biliyoruz. Çekirdekte proton ve nötron bulunur; bu ikisine birlikte nükleon (çekirdek taneciği) denir.

Protonun yükü \(+1{,}602 \cdot 10^{-19}\) C, elektronun yükü \(-1{,}602 \cdot 10^{-19}\) C'dir; yükler büyüklükçe eşit, işaretçe zıttır. Nötron yüksüzdür ve kütlesi protonunkinden çok az büyüktür. Elektronun kütlesi protonunkinin yaklaşık \(\frac{1}{1836}\)'sı kadardır. Bu yüzden atomun kütlesinin %99,9'undan fazlası çekirdektedir; atom kütlesi hesaplanırken elektronların katkısı genellikle ihmal edilir.

Atom numarası, kütle numarası ve çekirdek gösterimi

Bir atomun çekirdeğindeki proton sayısına atom numarası denir ve \(Z\) ile gösterilir. Atom numarası elementin kimliğidir: atom numarası 6 olan her atom karbon, 8 olan her atom oksijendir. Henry Moseley 1913'te X ışınlarıyla yaptığı ölçümlerle elementleri çekirdek yüklerine göre sıralamanın doğru yol olduğunu gösterdi. Nötr bir atomda elektron sayısı proton sayısına eşittir.

Proton ve nötron sayılarının toplamına kütle numarası denir ve \(A\) ile gösterilir:

Kütle numarası bir sayımdır, bu yüzden her zaman tam sayıdır. Atomun gerçek kütlesi (atom kütlesi) ise kütle numarasına çok yakın ama ona eşit olmayan bir değerdir. Bir taneciğin bütün bilgisi tek bir gösterimde toplanır:

Örneğin \({}^{23}_{11}\text{Na}\) gösterimi 11 proton, \(23 - 11 = 12\) nötron ve 11 elektronu olan sodyum atomunu anlatır. Element simgesi atom numarasını zaten belirlediği için \(Z\) bazen yazılmaz: \({}^{37}\text{Cl}\) ya da "klor-37" gösterimi kütle numarası 37 olan klor atomudur.

İyonlar

Atomlar kimyasal olaylarda elektron verebilir ya da alabilir; çekirdek bu sırada değişmez. Elektron sayısı proton sayısından farklı olan yüklü taneciklere iyon denir. Bir taneciğin yükü:

Elektron veren atom pozitif yüklü iyon, katyon olur; elektron alan atom negatif yüklü iyon, anyon olur. Sodyum bir elektron vererek \(\text{Na}(g) \rightarrow \text{Na}^{+}(g) + e^{-}\), magnezyum iki elektron vererek \(\text{Mg}(g) \rightarrow \text{Mg}^{2+}(g) + 2e^{-}\) katyonlarını oluşturur. Klor bir elektron alarak \(\text{Cl}(g) + e^{-} \rightarrow \text{Cl}^{-}(g)\), oksijen iki elektron alarak \(\text{O}(g) + 2e^{-} \rightarrow \text{O}^{2-}(g)\) anyonlarını oluşturur. Bu denklemlerde iki taraftaki atom sayısı da toplam yük de eşittir.

\({}^{56}_{26}\text{Fe}^{3+}\) iyonunda 26 proton, 30 nötron ve \(26 - 3 = 23\) elektron vardır. \({}^{32}_{16}\text{S}^{2-}\) iyonunda 16 proton, 16 nötron ve \(16 + 2 = 18\) elektron vardır. İyonlaşmada proton ve nötron sayısı değişmediği için kütle numarası da değişmez.

İyon ile atomu aynı madde sanmamak gerekir. Sodyum metali suyla şiddetli tepkime verir, oysa sofra tuzundaki \(\text{Na}^{+}\) iyonları suda sakince çözünür. Klor gazı zehirlidir, ama tuzdaki \(\text{Cl}^{-}\) iyonları her gün yediğimiz yemeklerdedir. Elektron sayısı değişince kimyasal özellikler de değişir.

İzotop, izoton, izobar ve izoelektronik tanecikler

Tanecikleri karşılaştırırken dört kavram kullanılır. İlk üçü çekirdekle, sonuncusu elektronlarla ilgilidir:

Hidrojenin üç izotopu vardır: nötronu olmayan protiyum \({}^{1}_{1}\text{H}\), bir nötronlu döteryum \({}^{2}_{1}\text{H}\) ve iki nötronlu trityum \({}^{3}_{1}\text{H}\). Karbonun en bol izotopu karbon-12'dir; karbon-14 ise radyoaktiftir ve arkeolojide yaş belirlemede kullanılır. Doğadaki klorun yaklaşık dörtte üçü klor-35, geri kalanı klor-37'dir; klorun atom kütlesinin 35,5 olması bu karışımın ortalamasıdır.

Nötr izotop atomların elektron sayıları ve elektron dizilimleri aynı olduğu için kimyasal özellikleri aynıdır. Kütleleri farklı olduğundan bazı fiziksel özellikleri farklıdır: döteryumdan oluşan ağır su \((\text{D}_2\text{O})\) normal sudan daha yoğundur ve 101,4 °C'de kaynar. İzoton ve izobar tanecikler farklı elementlerdir, bu yüzden hem kimyasal hem fiziksel özellikleri farklıdır. İzoelektronik taneciklerin elektron sayıları aynıdır ama çekirdek yükleri farklıdır; kimyasal özellikleri de farklıdır.

Katman elektron dizilimi ve değerlik elektronu

Bohr modelinden gelen katman gösterimiyle elektronlar çekirdeğe en yakın katmandan başlayarak yerleştirilir. 1. katman (K) en fazla 2, 2. katman (L) en fazla 8 elektron alır. İlk 20 elementte 3. katman (M) 8 elektronla dolar ve sonraki elektronlar 4. katmana (N) geçer; 19 numaralı potasyumun ve 20 numaralı kalsiyumun son elektronlarının 4. katmana yerleşmesi bundandır. Daha ağır elementlerde 3. katman 18 elektrona kadar dolabilir; bu sıralamanın nedenini AYT'de orbitallerle öğreneceksin.

En dış katmandaki elektronlara değerlik elektronları denir. Kimyasal tepkimelerde alınan ya da verilen elektronlar bunlardır, bu yüzden elementin kimyasal davranışını büyük ölçüde değerlik elektronları belirler. Değerlik elektron sayısı aynı olan elementlerin (Li, Na, K gibi) kimyasal özellikleri birbirine benzer; bu benzerlik periyodik sistemin temelidir ve bir sonraki konuda ele alınacaktır.

Helyum (2), neon (2-8) ve argon (2-8-8) gibi soy gazların dış katmanları kararlı bir dizilimdedir. Birçok element iyon oluştururken bu dizilimlerden birine ulaşır: \(\text{Na}^{+}\) iyonu 2-8 dizilimiyle neona, \(\text{Cl}^{-}\) iyonu 2-8-8 dizilimiyle argona benzer. İyonun dizilimini yazarken önce elektron sayısını bul, sonra elektronları yine aynı kuralla katmanlara yerleştir: \(\text{Mg}^{2+}\) iyonunun 10 elektronu 2-8, \(\text{S}^{2-}\) iyonunun 18 elektronu 2-8-8 dizilimindedir.