INSTAGRAM @bilgilimiti takip edebilirsiniz.
ELEKTROMANYETİK IŞINLAR
Dalga boyu : Art arda gelen iki dalga üzerindeki ardışık noktalar arasındaki uzaklık dalga boyu olarak tanımlanır.
Genlik: Bir dalganın maksimum yüksekliği veya derinliği genlik olarak tanımlanır. Herhangi bir dalganın şiddeti, genliğinin karesi ile doğru orantılıdır.
Frekans (í, nü): Belirli bir noktadan bir saniyede geçen dalga sayısı frekans olarak tanımlanır. Birimi saniye–1 yani Hertz (Hz)’dir.
Hız (c): Bir dalga hareketinin birim zamanda aldığı yol dalganın hızı olarak tanımlanır. Elektromanyetik dalgalar boşlukta ışık hızında hareket eder. Ancak hava veya başka bir ortamda daha düşük hıza sahiptir. “c” sembolü ile gösterilen ve 3.108 m s–1 değerinde olan bu hıza ışık hızı denir.
Dalganın hızı (c) =Dalga boyu X Frekans
Yüksek enerjili dalgaların dalga boyu düşük, frekansı büyüktür.
Bütün frekansları içeren elektromanyetik ışın dizisine elektromanyetik dalga spektrumu denir.
Elektromanyetik dalga spektrumunun çeşitli bölgeleri, maddenin tanınmasına yardımcı olur. Elektromanyetik spektrumda çıplak gözle gördüğümüz tüm renkleri içeren ışınların oluşturduğu bölge, görünür bölge (görünür ışık) olarak adlandırılır. Aralığın sınırları tam olarak belirlenmemiş olmakla birlikte, ortalama bir insan gözü 380 ile 760 nm arasındaki dalga boylarını saptayabilir. Bu dalga boyu aralığı görünür bölgedir. (Şekil 1.10).
FOTOELEKTRİK OLAY
Kuantum hipotezi, 1905’te Albert Einstein’ın (Albırt Aynştayn) fotoelektrik olayını açıklamasında da başarı ile kullanılmıştır. Bir metal yüzeyine enerjisi yeterli olan ışın düşürüldüğü zaman, metal yüzeyindeki atomlardan elektronların kopması olayına fotoelektrik olay adı verilir. Fotoelektrik olay, ışının dalga modelini destekleyici en kuvvetli delili ortaya koymaya çalışırken, farkında olmadan tanecik modelini açıklayan en önemli olay olmuştur. Einstein, ışık demetinin gerçekte bir parçacık
şeklinde olduğunu öne sürerek sıra dışı bir yaklaşım ortaya koymuştur. Bu parçacıklar günümüzde foton olarak bilinmektedir.
KUANTUM SAYILARI
Baş Kuantum Sayısı (n)
Baş kuantum sayısı, yörüngenin toplam boyut ve enerji miktarını gösteren bir tam sayıdır. Çekirdekten itibaren n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, … şeklinde değerler alır.
Hidrojen benzeri atomlar ya da iyonların enerji düzeylerinde bulunan elektronların çekirdeğe uzaklıkları yaklaşık olarak aynıdır. Örneğin n = 1 düzeyi tektir. Bu durum bir kabuk oluşturur. Bu kabuklar Bohr atom modelindeki gibi K, L, M, N, … harfleriyle de gösterilir.
Açısal Momentum Kuantum Sayısı (l )
Açısal momentum kuantum sayısı (l ) orbitalin şeklini gösterir.
Baş kuantum sayısına (n) bağlı olarak l , 0 ile (n–1) arasında tam sayı değerleri alır; l = 0, 1, 2, 3, … (n–1). Başkuantum sayısından sonra toplam enerjiye ikinci derecede katkıda bulunduğu için açısal momentum kuantum sayısı, ikincil ya da yan kuantum sayısı olarak da adlandırılır.
l açısal momentum kuantum sayısının her bir farklı değeri için farklı orbitalleri vardır. Bu orbitaller
l ’nin 0, 1, 2, 3, … değerleri için sırasıyla s, p, d, f, … harfleri ile gösterilir.
n = 1 için l sadece 0 değerini alır. n = 2 için l 0, 1 değerlerini alır.
NOT: Çok elektronlu atomlarda aynı başkuantum sayısındaki orbitallerin enerjileri s < p < d < f şeklindedir.
Manyetik Kuantum Sayısı (ml )
Toplam enerjiye üçüncü dereceden katkısı olan manyetik kuantum sayısı (ml ), 0, -l, +l değerlerini
alabilir ve l ’nin tanımladığı orbital türlerinin her birinde kaç tane orbital bulunduğunu belirtir. l ’nin belli
bir değeri için ml , (2l +1) sayıda değere sahip olabilir. Orbitallerin uzaydaki yönlenmelerini belirleyen,
manyetik kuantum sayısıdır. Bu orbitaller dış manyetik alanla etkileşerek çeşitli enerji seviyelerine ayrılır.
İkincil enerji düzeyi olarak da adlandırılan ml ’nin verilen l değeri için alabileceği değerler ve orbitalin
sayısı (2l +1) bağıntısı ile bulunur. İkincil enerji düzeyindeki orbitallerden biri, dış manyetik alana dik
ise ml = 0 değerini alır. Geriye kalan orbitaller, dış manyetik alanla yaptıkları açılara bağlı olarak enerji
seviyelerini yükseltici (+l ) veya düşürücü (-l ) yönde olabilir (Şekil 1.17).
l = 0 için ml = 0 (s) olur.
l = 1 için ml = –1, 0, +1 (Px, Py, Pz) olur.
l = 2 için ml = –2, –1, 0, +1, +2 (dx2–y2, dz2, dxy, dxz, dyz) olur.
l = 3 için ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 (f orbitalleri) olur.
Elektron Spini: Dördüncü Kuantum Sayısı (ms )
Elektron orbitallerinin tanımlanmasında üç kuantum sayısına ek olarak dördüncü kuantum sayısına
gereksinim duyulmuştur. George Uhlenbeck (Corç Ulenbek) ve Samuel Goudsmit (Samuel Gudsimit),
1925 yılında hidrojen spektrumdaki açıklanamayan bazı noktalara öneriler getirmişlerdir. Buna göre
Uhlenbeck ve Goudsmit, elektronun, dünyanın ekseni etrafında dönüşüne benzer şekilde, kendi ekseni etrafında döndüğünü kabul ederek açıklanabileceğini ileri sürmüşlerdir. Daha sonra bu dönme olayına spin adı verilmiştir. Elektron spini için iki olasılık vardır. Elektron spin kuantum sayısı ms = + ½ ms = – ½ değerlerini alabilir . ms’nin değeri, diğer üç kuantum sayısının (n, l, ml ) değerine bağlı değildir.
Kletchkowski-Madelung (Kleçkovski-Modelug) İlkesi
Orbitallerin enerjileri (n + l ) değerinin artmasıyla yükselir. (n + l ) değerlerinin aynı olması durumunda,
n sayısı büyük olan orbitalin enerjisi de yüksek olur.
3d için n = 3 ve l = 2’dir. (n + l ) = 3 + 2 = 5
4p için n = 4 ve l = 1’dir. (n + l ) = 4 + 1 = 5
5s için n = 5 ve l = 0’dır. (n + l ) = 5 + 0 = 5
Yukarıdaki örneklerin üçünde de (n + l ) = 5’tir. Bu durumda Kletchkowski-Madelung İlkesi’ne göre
n değeri büyük olanın enerjisi de yüksek olur. Örnekteki orbitallerin enerji sıralaması 3d < 4p < 5s
şeklinde olur.
