Bohr atom modeli hidrojen atomu ve tek elektronlu iyonlar için geçerli sonuçlar vermiş ve bilim dünyasında çok kabul görmüştür.
Kimyacıların yaptığı birçok hesaplama bugün dahi Bohr atom modeline göre yapılabilmektedir. Ancak bu modelin birçok yetersiz yönü de vardır.
Örneğin deneysel veriler çok elektronlu atom ve iyonların spektrumlarının, çok uğraşılmasına rağmen Bohr modeli ile açıklanamayacağını göstermiştir. Temel bir bakış açısı ile Bohr kuramı klasik ve modern fiziğin eğreti bir karışımıdır. Bohr sadece kendi yaptığı deneylerle örtüşebilen bir atom kuramı geliştirmiştir. Modern atom teorisi (bulut modeli) 1926 yılında Bohr atom modelinin yerini almıştır.
1920’li yıllarda Niels Bohr ve Werner Heisenberg (Verner Haysenberg) atomlardan daha küçük olan taneciklerin davranışlarını belirleyecek çalışmalar yapmışlardır. Bu çalışma daha sonra Heisenberg belirsizlik ilkesi olarak adlandırılmıştır. Bu ilkeye göre elektronların çekirdek etrafında nerede bulunduğunu tam olarak belirleyemeyiz.
Elektronlar Bohr atom modelinde belirtildiği gibi sabit yörüngelerde bulunmazlar. Sadece atomun çekirdeği etrafında bir bulut şeklindeki uzay bölgelerinde bulunabilirler. Bu nedenle Modern atom teorisinden bulut modeli olarak bahsedilir. 1927 yılında Erwin Schrödinger (Ervin Şırodinger) elektronun hareketinin matematiksel bir denklem ile ifade edilebileceğini belirtmiştir.
Schrödinger denklemi olarak kendi adı ile anılan bu çalışma ile Erwin Schrödinger 1933 yılında Nobel Fizik Ödülü’nü almıştır. Bulut modeli ile tanımlanan modern atom teorisi günümüzde geçerlidir ve gelişimini sürdürmektedir.
Bohr atom modeli, tek elektronlu türlerin davranışlarının açıklanmasında başarılı olmakla birlikte, çok elektronlu atomların davranışlarını açıklamada yetersiz kalmıştır. Modern atom teorisine göre , Bohr atom teorisindeki gibi elektronları yörüngelerde sabit hızla dönen tanecikler olarak düşünmek yanlıştır. Çünkü elektronun hızı ve yeri için kesin bir şey söylenemez. Elektronun bulunma olasılığının olduğu yerlerden bahsedilir.
Modern atom teorisinin modelinin varsayımları şunlardır:
- Elektronlar çekirdek çevresinde belirli enerji düzeylerinde bulunur. Her enerji düzeyi “n” ile belirtilir. Bu enerji düzeylerine baş kuant sayısı denir. Baş kuant sayısı orbitallerin çekirdekten ortalama uzaklığını ya da enerjisini belirler. Çekirdekten uzaklaştıkça enerji artar. Çünkü protonların elektronları çekim gücü azalır, buna bağlı olarak da elektronların hareketi ve enerjisi artar.
- Elektronlar hem kendi çevrelerinde hem de çekirdek çevresinde döner. Elektronun kendi ekseni etrafında dönme hareketine spin hareketi, çekirdek çevresindeki dönme hareketine de orbital hareketi denir. Çekirdek çevresinde dönmeleri sırasında elektronların bulunma ihtimalinin yüksek olduğu geometrik bölgelere orbital denir. Dört çeşit orbital vardır.
s orbitali: Küresel bir şekle sahiptir. Birinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde bir tane s orbitali bulunur. En çok iki elektron alır.
p orbitali: İkinci enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. p orbitalleri, px , py ve pz olmak üzere üç çeşittir. Aynı enerji düzeyinde bulunan üç orbitalin de enerjileri birbirine eşittir.en çok altı elektron alır.
d orbitali: Üçüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde vardır. Beş çeşit d orbitali vardır. Aynı enerji düzeyindeki beş orbitalin enerjileri birbirine eşittir. En çok on elektron alır.
f orbitali: Dördüncü enerji düzeyinden itibaren her enerji düzeyinde enerjileri birbirine eşit yedi tane f orbitali vardır. En çok on dört elektron alır.
Elektron Dizilişleri:
Elektronların orbitalleri doldurmasında belirli kurallar vardır. Bunlar şöyle özetlenebilir:
Elektronlar öncelikle enerjisi en az olan orbitali doldurur. Bir orbitalin enerjisi çekirdeğe yaklaştıkça azalır. Aynı temel enerji düzeyindeki orbitallerin enerjileri arasındaki ilişki s < p < d < f şeklindedir. Buna göre enerjisi en az olan orbital 1s dir.
Bir orbital en fazla iki elektron taşıyabilir. Bir orbitaldeki iki elektronun dönme yönleri zıttır. bu ilkeye Pauli dışlama ilkesi denir. Elektronların bu şekilde dönmeleri, oluşturdukları manyetik alan yönlerinin zıt olmasını sağlar. Bu şekilde elektronlar sanki zıt kutupları yan yana getirilmiş iki mıknatıs gibi birbirini çeker.
Şu anda uygulanan en düşük enerjiden en yükseğe doğru elektronların sıralanışı ,
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 şeklinde devam eder.
Bir orbital ve içindeki elektronlar, bir çember ve içine çizilen çapraz çizgi veya oklarla gösterilir.
1H: 1s1
2He: 1s2
5B: 1s2 2s2 2p1
Aynı temel enerji düzeyindeki eş enerjili orbitallere elektronlar önce teker teker girer. Tüm orbitaller yarı dolu hale geldikten sonra orbitaller tam dolu hale geçmeye başlar. Bu kurala Hund (Hunt) kuralı denir.
6C: 1s2 2s2 2p2
8O: 1s2 2s2 2p4
10Ne: 1s2 2s2 2p6
Bir atomdaki orbitallerin tümünün tam dolu veya bazılarının tam dolu diğerlerinin yarı dolu olması hâline küresel simetrik elektron dizilişi denir. Elektron dizilişi s1, s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ile biten atomlar küresel simetrik elektron dağılımına sahiptir. Bu tür atomlar, diğerlerine göre daha düşük enerjili olup daha kararlı yapıdadır. Küresel simetri nedeniyle elektron dizilişlerinde aşağıdaki değişmeler olur.
ns2 (n–1) d4 yerine ns1 (n–1) d5
ns2 (n–1) d9 yerine n s1 (n–1) d10
Örneğin 24Cr ün elektron dizilişi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 şeklinde değil
24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 şeklinde yazılır.
Aynı durum 29Cu da da vardır. 29Cu un gerçek elektron dizilişi ise,
29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 şeklinde yazılır.
Bu değişmeler yalnız ns ve (n–1) d orbitalleri arasında olur. Diğerlerinde bu tür değişme yoktur.
Elektron Dizilişlerinin Kısa Yazılışı
Atomların elektron dizilişleri soy gaz olarak bilinen ve elektron dizilişleri s2 p6 ile biten elementlerden yararlanılarak kısaltılabilir. Örneğin;
10Ne : 1s22s22p6,
11Na : 1s22s22p63s1 dir.
Na un ilk 10 elektronunun dizilişi Ne daki gibidir. Bu nedenle Na un elektron dizilişi;
11Na: [Ne] 3s1 şeklinde kısaltılabilir.
Uyarılmış Atomların Elektron Dizilişi
Uyarılmış atomların elektronlarından bazıları temel hal enerji düzeyinden daha yüksek enerji düzeylerine atlamış durumdadır.
11Na : 1s22s22p63s1 (temel hâl)
11Na : 1s22s22p63p1 (uyarılmış hâl)
Değerlik Elektronları
Bir atomda iç enerji düzeylerindeki elektronlar atom çekirdeğine daha yakın olduklarından atoma daha sıkı bağlıdır. Ancak en dış enerji düzeyindeki elektronlar atoma daha gevşek bağlıdır. Elementlerin tepkimeye girerken aldıkları, verdikleri veya ortaklaşa kullandıkları elektronlar, atomun en dış katmanındaki bu gevşek bağlı elektronlardır. Elementlerin kimyasal özelliklerini belirleyen bu elektronlara değerlik elektronları denir. Değerlik elektron sayıları aynı olan elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir.
İyonların Elektron Dizilişi
Negatif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde iyonun sahip olduğu toplam elektronlar en düşük enerjili orbitalden başlanarak orbitallere yazılır. Nötr azotun elektron dizilişi: 7N: 1s22s23p3 tür
N–3 iyonunun elektron dizilişi; 7N–3: 1s22s22p6 dır.
Pozitif yüklü bir iyonun elektron dizilişlerinde, önce atomun nötr haldeki elektron dizilişi yazılır. Sonra yüksek enerjili orbitallerden başlanarak yük sayısı kadar elektron orbitallerden çıkarılır.
17Cl : 1s22s22p63s23p5
17Cl+5 : 1s22s22p63s2 Geçiş elementlerinde, önce en yüksek enerji düzeyindeki s orbitallerinden, sonra da bir alt enerji düzeyindeki d orbitallerinden elektronlar koparılır.
26Fe :1s22s22p63s23p64s23d6
26Fe+2: [18Ar]3d6