Login processing...

Trial ends in Request Full Access Tell Your Colleague About Jove

2.4: Elektron Yörünge Modeli
TABLE OF
CONTENTS

JoVE Core
Biology

This content is Free Access.

Education
Electron Orbital Model
 
TRANSCRIPT

2.4: Electron Orbital Model

2.4: Elektron Yörünge Modeli

Overview

Orbitals are the areas outside of the atomic nucleus where electrons are most likely to reside. They are characterized by different energy levels, shapes, and three-dimensional orientations.

The Location of an Electron within an Atom Corresponds with an Energy Level and an Orbital Shape

The location of electrons is described most generally by a shell or principal energy level, then by a subshell within each shell, and finally, by individual orbitals found within the subshells. The first shell is closest to the nucleus, and it has only one subshell with a single spherical orbital, termed the 1s orbital, that can hold two electrons. The next shell holds eight total electrons: two in the spherical 2s orbital and two in each of the three dumbbell-shaped 2p orbitals. In higher energy levels, the outermost orbitals—those found in the d and f subshells—take on more complex shapes. A total of 10 electrons can fit within the five d orbitals, and 14 total electrons fit within the seven f orbitals.

Orbital diagrams can be used to visualize the location and relative energy levels of each electron in an atom. Within each shell, electrons have a rising level of energy. The s subshell has the lowest amount of energy. Electrons in the p subshell have somewhat higher energy, followed by the d and f subshell if they are present.

The Bohr Model Introduced the Concept of Orbitals

We have seen that electrons in different orbitals have different energy levels. How do we know that there is energy in the electrons at all, much less that electrons can have differing amounts of energy? In 1913, Niels Bohr was able to experimentally determine how much energy was gained and lost when electrons changed orbitals in an atom of hydrogen and other ions with a single electron. Combining the results of his experiments with prior knowledge of a positively-charged nucleus from the work of Ernest Rutherford, Bohr developed the first model of electron orbitals.

When electrons gain energy, they enter an excited state and jump to higher orbitals. Energy can be added to electrons in the form of heat or light, and when they lose that energy rapidly, they fall back from the higher orbital and emit a particle of light called a photon. The color of the emitted photon corresponds to a specific amount of energy so that it can be quantified by a spectroscope.

Bohr was able to determine the energy contained in principal energy levels—also referred to as shells—by heating hydrogen. The additional heat energy forced the electron to jump up from the first energy level to higher levels. Bohr then measured the wavelength of light that was emitted when the atoms cooled down again.

The Quantum Mechanical Model of the Atom

Bohr’s model of electron orbitals assumed that electrons orbited the nucleus in fixed circular paths. While his experiments were accurate for hydrogen and hydrogen-like ions with a single electron, he could not predict the electron configurations of other elements. There had to be additional factors influencing the physics of subatomic particles.

In 1926 Erwin Schrödinger expanded Bohr’s model of energy levels and developed the model of atomic orbitals that is still accepted today. Schrödinger took a number of other discoveries into account regarding the physical behavior of electrons that were made by scientists in the early 1920s. His quantum mechanical model accurately predicts the electron configurations of elements with multiple electrons. One fundamental change in Schrödinger’s model is the assumption that electrons travel in a wave motion that is affected by the positive charge of the nucleus. Because of this, the orbitals that we speak of today are cloud-like areas where electrons are most likely to be found rather than fixed circular paths as Bohr proposed. Another critical distinction is the division of Bohr’s energy levels—shells—into smaller categories—subshells and orbitals.

Genel bakış

Orbitaller, elektronların en fazla bulunduğu atom çekirdeğinin dışındaki alanlardır. Onlar farklı enerji düzeyleri, şekiller ve üç boyutlu oryantasyonları ile karakterizedir.

Bir Atom Içindeki Bir Elektronun Konumu Enerji Seviyesi ve YörüngeSel Şekle Karşılık Gelir

Elektronların konumu genellikle bir kabuk veya ana enerji seviyesi, daha sonra her kabuk içinde bir alt kabuk ve son olarak, subshells içinde bulunan bireysel orbitaller tarafından tanımlanır. İlk kabuk çekirdeğe en yakın olan kabuk, ve tek bir küresel yörüngeye sahip tek bir alt kabuğu vardır,1'in yörüngesi olarak adlandırılmıştır, bu iki elektronu tutabilir. Bir sonraki kabuk sekiz toplam elektron tutar: küresel 2s orbital iki ve üç dumbbell şekilli 2p orbitallerin her iki iki. Daha yüksek enerji seviyelerinde, en dıştaki orbitaller-d ve f alt kabuklarında bulunanlar- daha karmaşık şekiller alırlar. Toplam 10 elektron beş d orbitaline sığabilir ve 14 toplam elektron yedi f orbitaline sığar.

Yörünge diyagramları bir atomdaki her elektronun konumunu ve göreli enerji düzeylerini görselleştirmek için kullanılabilir. Her kabuk içinde, elektronlar enerji yükselen bir seviyeye sahip. S s alt kabuğu en düşük enerji miktarına sahiptir. P alt kabuğundaki elektronlar biraz daha yüksek enerjiye sahiptir, ardından d ve f alt kabukları bulunursa.

Bohr Modeli Orbitals Kavramı Tanıttı

Farklı yörüngelerdeki elektronların farklı enerji seviyelerine sahip olduğunu gördük. Elektronlarda enerji olduğunu nasıl bileceğiz? 1913'te Niels Bohr, elektronların hidrojen ve diğer iyonatomlarında tek bir elektronla yörüngeleri değiştiğinde ne kadar enerji elde edildiğini ve kaybolduğunu deneysel olarak belirleyebildi. Yaptığı deneylerin sonuçlarını Ernest Rutherford'un çalışmalarından pozitif yüklü bir çekirdeğin önceden bilgisi ile birleştiren Bohr, elektron orbitallerinin ilk modelini geliştirdi.

Elektronlar enerji kazandıklarında heyecanlı bir duruma girerler ve daha yüksek orbitallere atlarlar. Enerji elektronlara ısı veya ışık şeklinde eklenebilir ve bu enerjiyi hızla kaybettiklerinde, yüksek yörüngeden geri düşerler ve foton adı verilen bir ışık parçacığı yayırlar. Yayılan fotonun rengi belirli bir enerji miktarına karşılık gelir, böylece bir spektroskopla ölçülebilir.

Bohr, ana enerji seviyelerinde bulunan enerjiyi hidrojeni ısıtarak (kabuk olarak da adlandırılır) belirleyebildi. Ek ısı enerjisi elektronilk enerji seviyesinden daha yüksek seviyelere atlamak zorunda kaldı. Bohr daha sonra atomlar tekrar soğuduğunda yayılan ışığın dalga boyunu ölçtü.

Atomun Kuantum Mekanik Modeli

Bohr'un elektron orbitalleri modeli elektronların çekirdeğin etrafında sabit dairesel yollarda yörüngede olduğunu varsaydı. Deneyleri tek bir elektronla hidrojen ve hidrojen benzeri iyonlar için doğru olsa da, diğer elementlerin elektron konfigürasyonlarını tahmin edebiliyordu. Atomaltı parçacıkların fiziğine etki eden ek faktörler de olmalı.

1926'da Erwin Schrödinger Bohr'un enerji seviyeleri modelini genişletti ve bugün hala kabul edilen atomik yörüngeler modelini geliştirdi. Schrödinger, 1920'lerin başında bilim adamları tarafından yapılan elektronların fiziksel davranışları ile ilgili olarak bir dizi başka keşfi de dikkate aldı. Kuantum mekanik modeli, birden fazla elektroniçeren elementlerin elektron konfigürasyonlarını doğru bir şekilde tahmin eder. Schrödinger'in modelindeki temel değişikliklerden biri, elektronların çekirdeğin pozitif yükünden etkilenen bir dalga hareketi içinde seyahat ettiği varsayımıdır. Bu nedenle, bugün bahsettiğimiz yörüngeler, Bohr'un önerdiği gibi sabit dairesel yollar yerine elektronların bulunma olasılığının en yüksek olduğu bulut benzeri alanlardır. Bir diğer kritik ayrım da Bohr'un enerji seviyelerinin kabukları gibi daha küçük kategorilere bölünmesidir.

Get cutting-edge science videos from JoVE sent straight to your inbox every month.

Waiting X
simple hit counter