Basitleştirerek anlatmak gerekirse, dokunduğumuz ve gördüğümüz her şey atomlardan oluşur. Saçınız, masanız, arabanız, elbiseniz. Her şey. Atom adı verilen bu yapılar, bir elementin en küçük birimidir.

Atomlar üç temel parçacıktan oluşur: protonlar, nötronlar ve elektronlar. Protonlar pozitif, elektronlar negatif yük taşır, nötronlar ise yük taşımaz. Protonlar ve nötronlar atomun merkezinde, çekirdek adı verilen bölgede bulunurken elektronlar bunun dışında yer alır. 

Atomların sahip olduğu proton sayısı ise onların kimliğini yani hangi element olduklarını belirler. Kimyadaki çoğu kuralın aksine bu değişmez bir kuraldır. 

Proton sayısı 1 olan element hidrojen, 2 olan helyum, 3 olan lityum şeklinde ilerler. Atomların elektron sayısı da proton sayısına eşit kabul edilir, zira bir atomun kendi içinde nötr olabilmesi için eşit sayıda pozitif ve negatif yüke sahip olması gerekir. Bu elementlerin sahip olduğu nötron sayısı da kendi içlerindeki izotopları verir. Peki izotop nedir? 

Proton sayısı eşit olup nötron sayısı farklılaşan atomlar birbirlerinin izotopudur. Hidrojen-1, hidrojenin doğada en yaygın bulunan halidir. Hidrojen-2 (döteryum) ağır hidrojen olarak bilinir. Doğadaki hidrojen atomlarının yalnızca yaklaşık %0,015'ini oluşturur ve genellikle deniz suyundan ayrıştırılarak elde edilir. Nükleer füzyon reaktörlerinde yakıt olarak kullanılabilir. Hidrojen-3 (trityum) ise radyoaktiftir (yarı ömrü yaklaşık 12,3 yıl). Atmosferde kozmik ışınların etkisiyle çok az miktarda oluşur; kullanılan trityum ise nükleer reaktörlerde üretilir. Üç farklı atom ama aynı element, buna rağmen farklı şekillerde elde ediliyor ve farklı amaçlara hizmet ediyorlar.

Tarih boyunca atomun neye benzediğine dair pek çok kuram ortaya atılmıştır. Ortaokuldan buna benzer çizimleri hatırlayabilirsiniz:

Bu resimde görmüş olduğunuz atom modeli basitçe kimyayı öğretmeyi amaçlayanlar tarafından en güncel atom modeli olarak adlandırılmış olabilir. Ancak Bohr Atom Modeli sadece hidrojenin spektrum çizgilerini açıklar ve birden fazla elektronlu modellerde çöker. Elektronlar doğaları gereği hem parçacık hem de dalga gibi davranırlar. Bundan dolayı elektronların aynı anda hem konumu ve hızı bilinemez. Sadece bulunma olasılığının yüksek olduğu bölgeler vardır, bu bölgelere de orbital denir.

Bir elektronun hangi orbitalde bulunduğu kuantum sayılarıyla belirlenir; atomun hangi orbitallerinin dolu olduğu ise elektron sayısına bağlıdır. Atomun çekirdeği dışında kalan ve elektronların dizildiği bölgeyi farklı enerji bölgeleri gibi düşünün. Bu enerji bölgeleri "n" yani baş kuantum sayısı ile belirtilir. Bu kuantum sayısı aynı zamanda o elektronların çekirdekten ne kadar uzak olduğunu belirtir. Bir apartmanda katının numarasına göre zeminden ne kadar uzak olduğunuzla ilişkilendirilebilir. Her kattaki dairelerin şeklini ise açısal momentum kuantum sayısı (l) belirler, "l" kuantum sayısı da duruma göre "s, p, d, f" ile temsil edilir.

Açısal momentum kuantum sayısı 0'dan n−1'e kadar tüm sayılar olabilir. Açısal momentum kuantum sayısı 0 ise s orbitalinde, 1 ise p orbitalinde, 2 ise d orbitalinde, 3 ise elektronlar f alt kabuğunda bulunur. Bu alt kabuklara konulabilecek en fazla elektron sayısı şöyledir: s alt kabuğunda 2, p alt kabuğunda 6, d alt kabuğunda 10, f alt kabuğunda 14. Görsellerdeki orbital şekilleri, elektronun bulunma olasılığının yaklaşık %90 olduğu sınırları gösterir; elektron bu sınırın dışında da bulunabilir. Kimya bilimi öğretilenin aksine kesinlikten çok, olasılıkların ve istisnaların bilimidir. Görseldeki x, y ve z eksenleri, merkezinde çekirdeğin bulunduğu bir koordinat sistemidir. Orbitalin bu eksenlere göre uzaydaki yönelimi ise başka bir kuantum sayısıyla, orbital manyetik kuantum sayısıyla (mₗ) belirlenir. Orbital manyetik kuantum sayısı açısal momentum kuantum sayısına bağımlıdır. 

Yukarıdaki görselde görüldüğü gibi açısal momentum kuantum sayısı 0 olunca 1, 1 olunca 3, 2 olunca 5, 3 olunca 7 tane orbital manyetik kuantum sayısı olur. Bu sayılar da şu şekilde gösterilir:   

• l = 0, m_l = 0
• l = 1, m_l = −1, 0, 1
• l = 2, m_l = −2, −1, 0, 1, 2
• l = 3, m_l = −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3

Yukarıdaki orbital kuantum sayılarından her biri üstteki görseldeki orbitallerden birine tekabül ediyor. Orbitallerin uzayda hangi yönde durduğunu işte bu sayılar belirler.. Peki görseldeki orbitallerin açık ve koyu renkte olması ne anlama geliyor? Renkler, elektronun dalga fonksiyonunun işaretini (fazını) gösterir: Bir lob pozitif, diğeri negatif işaretlidir. Bu işaretler elektrik yükünü değil dalganın fazını temsil eder ve atomlar arasında bağ oluşumunda kilit rol oynar.

Son kuantum sayısı ise spin manyetik kuantum sayısıdır (mₛ). Elektronun spinini gösterir ve yalnızca +½ ya da −½ değerini alabilir. Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir ve bu iki elektronun spinleri zıt olmak zorundadır (Pauli dışlama ilkesi). s alt kabuğunun 2, p'nin 6, d'nin 10, f'nin 14 elektron alabilmesinin nedeni budur: p'de 3, d'de 5, f'de 7 orbital vardır ve her orbitale 2 elektron düşer.

Bütün kuantum sayılarının anlamı artık cebinizde, sırada hangi atomların hangi katmanda elektronlarının olduğunu ve hangi orbitalde olduğunu tespit edebilmek var. Bunun için de bir elementin elektron dizilimi nasıl yapılır onu öğrenmek lazım.

Hidrojen ile başlıyoruz. Elimizde 1 proton ve 1 elektron var. Baş kuantum sayısı 1 ile başlıyoruz ve açısal momentum kuantum sayısı 0 ile.

• Hidrojen: 1s¹ 

Yeterince basit bir örnek. Daha fazla proton ve elektrona sahip bir elemente de bakalım. Örneğin sodyum. Sodyumda 11 proton ve elektron bulunur. 

• Sodyum: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Buradaki elektron dizilimini rastgele bir şekilde yapmıyoruz. Bahsedilen kurallardaki gibi önce baş kuantum sayısı alınıyor. Bu baş kuantum sayısına göre de açısal momentum kuantum sayısı belirleniyor. Baş kuantum sayısı 1 ise açısal momentum kuantum sayısı sadece 0 olabilir yani sadece s orbitalini kullanabiliriz. Eğer 2 ise açısal momentum kuantum sayısı hem 0 hem 1 olabilir yani bu durumda da s ve p orbitallerini kullanabiliriz. Bu kural elementlerin proton sayısı arttıkça aynı şekilde ilerler. Elektronlar orbitallere en düşük enerjiliden başlayarak yerleşir (Aufbau ilkesi). Doldurma sırası şöyledir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d… Dikkat edilirse 4s alt kabuğu 3d'den önce dolar, çünkü 4s'in enerjisi 3d'den biraz daha düşüktür. Aynı alt kabuktaki orbitallere ise elektronlar önce birer birer ve paralel spinle yerleşir, eşleşme ancak bundan sonra başlar (Hund kuralı).

Peki buradaki sayılara göre hidrojen ve sodyum hakkında ne diyebiliriz? Hidrojen ve sodyum ikisi de en son s orbitali ile bitmiştir. Bu yüzden ikisi de periyodik tablonun s bloğunda yer alır. Ancak birisinin son elektronlarının bulunduğu yerdeki baş kuantum sayısı 1 diğerinin de 3'tür. Buradan fark edilecektir ki bu sayılar aynı zamanda bu elementlerin periyodik tabloda kaçıncı sırada olduklarına da tekabül etmektedir. Hidrojen ilk sırada yer alırken, sodyum üçüncü sıradadır. Yapılması gereken bir başka gözlem de bu iki elementin de değerlik elektron sayısı (son katmanlarındaki elektron sayısı) birdir. Bu da ikisinin de periyodik tablodaki birinci sütunda olmasına tekabül eder. Periyodik tablodaki s, p, d, f blokları şu şekilde ayrılmıştır:

Diğer bloklarda bulunan elementlere geçelim. Örneğin karbon ve argon.

• Karbon : 1s² 2s² 2p²
• Argon : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶  

Karbonun son katmanı ve değerlik elektronlarının bulunduğu yer n = 2'dir, ancak burada küçük bir uyarı yapılmalı. Bu ve diğer durumlarda değerlik elektronlar yalnızca p orbitalindeki elektronlardan ibaret değildir. Hem s hem de p orbitalindeki elektronlar değerliktir. Bu durumda karbonun değerlik elektron sayısı 2 + 2 = 4 eder, argonun ise 2 + 6 = 8. Buradan şimdi hemen karbonun 4. sütunda, argonun da 8. sütunda olduğuna atlanmamalıdır.
Periyodik tabloda bir sürü kural ve bu kurallara da bir sürü istisna bulunmaktadır. Bu kurallardan biri A ve B sütunu farkıdır. Kısaca özetlemek gerekirse; s ve p orbitalleri A sütunlarında, d ve f orbitalleri ise B sütunlarında yer alır. Yani karbon ve argon p orbitallerine ait oldukları için karbon 4. A sütununda yer alırken, argon 8. A sütununda yer alır. Kısaca 4A ve 8A diye belirtilir. Bu kuralın istisnası helyumdur ve dizilimi şu şekildedir:

• Helyum :  1s²

Bahsedilen kurallara göre helyumun 2A sütununda yer alması lazım ancak helyum bir soy gaz olduğu için diğer soy gazlarla aynı sütunda yer alması gerekir ve 8A'da bulunur.

Son olarak, B bloğundaki elementler nasıl dizilir? Aslında dizilme mantıkları A bloklarındaki elementlerle aynıdır. Ancak elektron dizilimleri yapılırken bazı istisnalar vardır. Bu istisnalar 6B ve 1B sütunlarında geçiş metallerinde görülür, krom ve bakırın elektron dizilimi az önce bahsedilen kurallara göre dizilseydi şöyle gözükürdü:

• Krom : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴
• Bakır :  1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹ 

Oysa gerçek dizilimleri şöyledir:

• Krom : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵
• Bakır : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ 

Peki bunun sebebi nedir? Her ikisinde de 4s’ten bir elektron 3d’ye geçer. Sonuçta kromda 3d yarı dolu (5 elektron), bakırda tam dolu (10 elektron) olur. 4s ve 3d enerjileri birbirine çok yakındır. Bu yüzden bir elektronun birinden diğerine geçmesi büyük bir enerji bedeli gerektirmez. Elektronlar kabukları yarım ya da tam doldurduklarında daha kararlı oldukları için bu şekilde dizilirler.

Kimya biliminin en temel konusuna çok basit bir giriş yaptık. Atomların doğasını, şeklini ve oluşturdukları elementlerin periyodik tabloya nasıl dizildiğini öğrendik. Sırada, bu elementlerin nasıl bağ kurduğu var.

Basitleştirerek anlatmak gerekirse, dokunduğumuz ve gördüğümüz her şey atomlardan oluşur. Saçınız, masanız, arabanız, elbiseniz. Her şey. Atom adı verilen bu yapılar, bir elementin en küçük birimidir.

Atomlar üç temel parçacıktan oluşur: protonlar, nötronlar ve elektronlar. Protonlar pozitif, elektronlar negatif yük taşır, nötronlar ise yük taşımaz. Protonlar ve nötronlar atomun merkezinde, çekirdek adı verilen bölgede bulunurken elektronlar bunun dışında yer alır. 

Atomların sahip olduğu proton sayısı ise onların kimliğini yani hangi element olduklarını belirler. Kimyadaki çoğu kuralın aksine bu değişmez bir kuraldır. 

Proton sayısı 1 olan element hidrojen, 2 olan helyum, 3 olan lityum şeklinde ilerler. Atomların elektron sayısı da proton sayısına eşit kabul edilir, zira bir atomun kendi içinde nötr olabilmesi için eşit sayıda pozitif ve negatif yüke sahip olması gerekir. Bu elementlerin sahip olduğu nötron sayısı da kendi içlerindeki izotopları verir. Peki izotop nedir? 

Proton sayısı eşit olup nötron sayısı farklılaşan atomlar birbirlerinin izotopudur. Hidrojen-1, hidrojenin doğada en yaygın bulunan halidir. Hidrojen-2 (döteryum) ağır hidrojen olarak bilinir. Doğadaki hidrojen atomlarının yalnızca yaklaşık %0,015'ini oluşturur ve genellikle deniz suyundan ayrıştırılarak elde edilir. Nükleer füzyon reaktörlerinde yakıt olarak kullanılabilir. Hidrojen-3 (trityum) ise radyoaktiftir (yarı ömrü yaklaşık 12,3 yıl). Atmosferde kozmik ışınların etkisiyle çok az miktarda oluşur; kullanılan trityum ise nükleer reaktörlerde üretilir. Üç farklı atom ama aynı element, buna rağmen farklı şekillerde elde ediliyor ve farklı amaçlara hizmet ediyorlar.

Tarih boyunca atomun neye benzediğine dair pek çok kuram ortaya atılmıştır. Ortaokuldan buna benzer çizimleri hatırlayabilirsiniz:

Bu resimde görmüş olduğunuz atom modeli basitçe kimyayı öğretmeyi amaçlayanlar tarafından en güncel atom modeli olarak adlandırılmış olabilir. Ancak Bohr Atom Modeli sadece hidrojenin spektrum çizgilerini açıklar ve birden fazla elektronlu modellerde çöker. Elektronlar doğaları gereği hem parçacık hem de dalga gibi davranırlar. Bundan dolayı elektronların aynı anda hem konumu ve hızı bilinemez. Sadece bulunma olasılığının yüksek olduğu bölgeler vardır, bu bölgelere de orbital denir.

Bir elektronun hangi orbitalde bulunduğu kuantum sayılarıyla belirlenir; atomun hangi orbitallerinin dolu olduğu ise elektron sayısına bağlıdır. Atomun çekirdeği dışında kalan ve elektronların dizildiği bölgeyi farklı enerji bölgeleri gibi düşünün. Bu enerji bölgeleri "n" yani baş kuantum sayısı ile belirtilir. Bu kuantum sayısı aynı zamanda o elektronların çekirdekten ne kadar uzak olduğunu belirtir. Bir apartmanda katının numarasına göre zeminden ne kadar uzak olduğunuzla ilişkilendirilebilir. Her kattaki dairelerin şeklini ise açısal momentum kuantum sayısı (l) belirler, "l" kuantum sayısı da duruma göre "s, p, d, f" ile temsil edilir.

Açısal momentum kuantum sayısı 0'dan n−1'e kadar tüm sayılar olabilir. Açısal momentum kuantum sayısı 0 ise s orbitalinde, 1 ise p orbitalinde, 2 ise d orbitalinde, 3 ise elektronlar f alt kabuğunda bulunur. Bu alt kabuklara konulabilecek en fazla elektron sayısı şöyledir: s alt kabuğunda 2, p alt kabuğunda 6, d alt kabuğunda 10, f alt kabuğunda 14. Görsellerdeki orbital şekilleri, elektronun bulunma olasılığının yaklaşık %90 olduğu sınırları gösterir; elektron bu sınırın dışında da bulunabilir. Kimya bilimi öğretilenin aksine kesinlikten çok, olasılıkların ve istisnaların bilimidir. Görseldeki x, y ve z eksenleri, merkezinde çekirdeğin bulunduğu bir koordinat sistemidir. Orbitalin bu eksenlere göre uzaydaki yönelimi ise başka bir kuantum sayısıyla, orbital manyetik kuantum sayısıyla (mₗ) belirlenir. Orbital manyetik kuantum sayısı açısal momentum kuantum sayısına bağımlıdır. 

Yukarıdaki görselde görüldüğü gibi açısal momentum kuantum sayısı 0 olunca 1, 1 olunca 3, 2 olunca 5, 3 olunca 7 tane orbital manyetik kuantum sayısı olur. Bu sayılar da şu şekilde gösterilir:   

• l = 0, m_l = 0
• l = 1, m_l = −1, 0, 1
• l = 2, m_l = −2, −1, 0, 1, 2
• l = 3, m_l = −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3

Yukarıdaki orbital kuantum sayılarından her biri üstteki görseldeki orbitallerden birine tekabül ediyor. Orbitallerin uzayda hangi yönde durduğunu işte bu sayılar belirler.. Peki görseldeki orbitallerin açık ve koyu renkte olması ne anlama geliyor? Renkler, elektronun dalga fonksiyonunun işaretini (fazını) gösterir: Bir lob pozitif, diğeri negatif işaretlidir. Bu işaretler elektrik yükünü değil dalganın fazını temsil eder ve atomlar arasında bağ oluşumunda kilit rol oynar.

Son kuantum sayısı ise spin manyetik kuantum sayısıdır (mₛ). Elektronun spinini gösterir ve yalnızca +½ ya da −½ değerini alabilir. Bir orbitalde en fazla iki elektron bulunabilir ve bu iki elektronun spinleri zıt olmak zorundadır (Pauli dışlama ilkesi). s alt kabuğunun 2, p'nin 6, d'nin 10, f'nin 14 elektron alabilmesinin nedeni budur: p'de 3, d'de 5, f'de 7 orbital vardır ve her orbitale 2 elektron düşer.

Bütün kuantum sayılarının anlamı artık cebinizde, sırada hangi atomların hangi katmanda elektronlarının olduğunu ve hangi orbitalde olduğunu tespit edebilmek var. Bunun için de bir elementin elektron dizilimi nasıl yapılır onu öğrenmek lazım.

Hidrojen ile başlıyoruz. Elimizde 1 proton ve 1 elektron var. Baş kuantum sayısı 1 ile başlıyoruz ve açısal momentum kuantum sayısı 0 ile.

• Hidrojen: 1s¹ 

Yeterince basit bir örnek. Daha fazla proton ve elektrona sahip bir elemente de bakalım. Örneğin sodyum. Sodyumda 11 proton ve elektron bulunur. 

• Sodyum: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Buradaki elektron dizilimini rastgele bir şekilde yapmıyoruz. Bahsedilen kurallardaki gibi önce baş kuantum sayısı alınıyor. Bu baş kuantum sayısına göre de açısal momentum kuantum sayısı belirleniyor. Baş kuantum sayısı 1 ise açısal momentum kuantum sayısı sadece 0 olabilir yani sadece s orbitalini kullanabiliriz. Eğer 2 ise açısal momentum kuantum sayısı hem 0 hem 1 olabilir yani bu durumda da s ve p orbitallerini kullanabiliriz. Bu kural elementlerin proton sayısı arttıkça aynı şekilde ilerler. Elektronlar orbitallere en düşük enerjiliden başlayarak yerleşir (Aufbau ilkesi). Doldurma sırası şöyledir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d… Dikkat edilirse 4s alt kabuğu 3d'den önce dolar, çünkü 4s'in enerjisi 3d'den biraz daha düşüktür. Aynı alt kabuktaki orbitallere ise elektronlar önce birer birer ve paralel spinle yerleşir, eşleşme ancak bundan sonra başlar (Hund kuralı).

Peki buradaki sayılara göre hidrojen ve sodyum hakkında ne diyebiliriz? Hidrojen ve sodyum ikisi de en son s orbitali ile bitmiştir. Bu yüzden ikisi de periyodik tablonun s bloğunda yer alır. Ancak birisinin son elektronlarının bulunduğu yerdeki baş kuantum sayısı 1 diğerinin de 3'tür. Buradan fark edilecektir ki bu sayılar aynı zamanda bu elementlerin periyodik tabloda kaçıncı sırada olduklarına da tekabül etmektedir. Hidrojen ilk sırada yer alırken, sodyum üçüncü sıradadır. Yapılması gereken bir başka gözlem de bu iki elementin de değerlik elektron sayısı (son katmanlarındaki elektron sayısı) birdir. Bu da ikisinin de periyodik tablodaki birinci sütunda olmasına tekabül eder. Periyodik tablodaki s, p, d, f blokları şu şekilde ayrılmıştır:

Diğer bloklarda bulunan elementlere geçelim. Örneğin karbon ve argon.

• Karbon : 1s² 2s² 2p²
• Argon : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶  

Karbonun son katmanı ve değerlik elektronlarının bulunduğu yer n = 2'dir, ancak burada küçük bir uyarı yapılmalı. Bu ve diğer durumlarda değerlik elektronlar yalnızca p orbitalindeki elektronlardan ibaret değildir. Hem s hem de p orbitalindeki elektronlar değerliktir. Bu durumda karbonun değerlik elektron sayısı 2 + 2 = 4 eder, argonun ise 2 + 6 = 8. Buradan şimdi hemen karbonun 4. sütunda, argonun da 8. sütunda olduğuna atlanmamalıdır.
Periyodik tabloda bir sürü kural ve bu kurallara da bir sürü istisna bulunmaktadır. Bu kurallardan biri A ve B sütunu farkıdır. Kısaca özetlemek gerekirse; s ve p orbitalleri A sütunlarında, d ve f orbitalleri ise B sütunlarında yer alır. Yani karbon ve argon p orbitallerine ait oldukları için karbon 4. A sütununda yer alırken, argon 8. A sütununda yer alır. Kısaca 4A ve 8A diye belirtilir. Bu kuralın istisnası helyumdur ve dizilimi şu şekildedir:

• Helyum :  1s²

Bahsedilen kurallara göre helyumun 2A sütununda yer alması lazım ancak helyum bir soy gaz olduğu için diğer soy gazlarla aynı sütunda yer alması gerekir ve 8A'da bulunur.

Son olarak, B bloğundaki elementler nasıl dizilir? Aslında dizilme mantıkları A bloklarındaki elementlerle aynıdır. Ancak elektron dizilimleri yapılırken bazı istisnalar vardır. Bu istisnalar 6B ve 1B sütunlarında geçiş metallerinde görülür, krom ve bakırın elektron dizilimi az önce bahsedilen kurallara göre dizilseydi şöyle gözükürdü:

• Krom : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴
• Bakır :  1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹ 

Oysa gerçek dizilimleri şöyledir:

• Krom : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵
• Bakır : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ 

Peki bunun sebebi nedir? Her ikisinde de 4s’ten bir elektron 3d’ye geçer. Sonuçta kromda 3d yarı dolu (5 elektron), bakırda tam dolu (10 elektron) olur. 4s ve 3d enerjileri birbirine çok yakındır. Bu yüzden bir elektronun birinden diğerine geçmesi büyük bir enerji bedeli gerektirmez. Elektronlar kabukları yarım ya da tam doldurduklarında daha kararlı oldukları için bu şekilde dizilirler.

Kimya biliminin en temel konusuna çok basit bir giriş yaptık. Atomların doğasını, şeklini ve oluşturdukları elementlerin periyodik tabloya nasıl dizildiğini öğrendik. Sırada, bu elementlerin nasıl bağ kurduğu var.