전자 배치: 쌓음 순서, 훈트 규칙, 이온

전자껍질, 부껍질, 오비탈 수용량

원자 속 전자는 각각 네 개의 양자수로 기술됩니다. 주 양자수 n(1, 2, 3, …)은 전자껍질을 정합니다. 방위 양자수 l은 0부터 n − 1까지의 값을 가지며 부껍질을 정합니다. l = 0, 1, 2, 3은 s, p, d, f로 표시합니다. 자기 양자수 mₗ은 −l부터 +l까지의 값을 가지므로 부껍질에는 2l + 1개의 오비탈이 있습니다. 스핀 양자수 mₛ는 +½ 또는 −½입니다.

오비탈 하나에는 전자가 최대 두 개 들어가므로 s 부껍질에는 2개, p에는 6개, d에는 10개, f에는 14개가 들어갑니다. 완전히 찬 전자껍질에는 전자가 2n²개 들어갑니다. n = 1이면 2개, n = 2이면 8개, n = 3이면 18개입니다. 이 수용량이 주기율표의 블록이 각각 2, 6, 10, 14개 열 너비인 이유입니다.

쌓음 채우기 순서와 주기율표

바닥상태에서 전자는 사용할 수 있는 가장 낮은 에너지의 부껍질을 차지합니다. 이것이 쌓음 원리입니다. 다전자 원자에서 부껍질의 에너지는 n뿐 아니라 l에도 의존합니다. s 전자는 n이 비슷한 p나 d 전자보다 핵 가까이 침투하여 안쪽 전자에 의한 가려막기를 덜 받기 때문입니다. 그 결과 중성 원자의 순서는 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p입니다.

n + l 규칙이 이 순서를 재현합니다. n + l이 증가하는 순서대로 부껍질을 채우고, 두 부껍질이 같으면 n이 작은 쪽을 먼저 채웁니다. 따라서 4s(4 + 0 = 4)가 3d(3 + 2 = 5)보다 먼저 찹니다. 주기율표에서 순서를 읽을 수도 있습니다. 한 주기를 가로질러 갈 때 s 블록, (있다면) f 블록, d 블록, p 블록의 순서로 지나가며, d 부껍질은 주기 번호보다 전자껍질이 하나 뒤이고 f 부껍질은 둘 뒤입니다.

이 순서는 한 원소에서 다음 원소로 갈 때 다음 전자가 어느 부껍질에 들어가는지를 알려 줍니다. 4s가 언제나 3d보다 에너지가 낮다는 뜻은 아닙니다. 3d가 채워지고 나면 그 에너지는 4s보다 낮아지며, 그래서 전이 금속 양이온은 4s 전자를 먼저 잃습니다.

파울리 배타 원리, 훈트 규칙, 오비탈 도표

파울리 배타 원리에 따르면 한 원자 안의 두 전자는 네 개의 양자수를 모두 같이 가질 수 없습니다. 한 오비탈의 두 전자는 이미 n, l, mₗ이 같으므로 스핀이 반대여야 하며, 어떤 오비탈도 세 번째 전자를 수용할 수 없습니다.

훈트 규칙은 축퇴된 오비탈, 곧 한 부껍질 안에서 에너지가 같은 오비탈에 적용됩니다. 전자는 짝을 짓기 전에 각 오비탈에 스핀을 나란히 하여 하나씩 차지합니다. 한 오비탈의 두 전자는 서로 더 강하게 반발하므로 짝 지으면 에너지가 올라가고, 서로 다른 오비탈에서 나란한 스핀은 교환 안정화를 얻습니다. 따라서 질소의 2p³에는 짝 짓지 않은 전자가 세 개 있고, 산소의 2p⁴에는 한 쌍과 짝 짓지 않은 전자 두 개가 있습니다.

오비탈 도표에서는 오비탈마다 상자를 하나씩 그리고, 부껍질을 쌓음 순서대로 채우되, 한 부껍질 안에서는 모든 상자에 화살표를 하나씩 넣은 뒤에 두 번째 화살표를 넣습니다. 짝 짓지 않은 전자가 있는 원자는 상자성이어서 자기장 쪽으로 끌리고, 모든 전자가 짝을 이룬 원자는 반자기성입니다.

풀이 예제: 셀레늄과 지르코늄

예 1: 셀레늄, Z = 34. 전자 34개를 놓을 때까지 쌓음 순서대로 채웁니다. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. 합계를 점검합니다. 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. 비활성 기체 표기법에서는 앞 주기를 끝맺는 비활성 기체 [Ar]로 처음 18개의 전자를 대신합니다. [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. 여기서처럼 부껍질을 전자껍질 번호 순으로 나열하는 것은 흔한 관례이며, [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴는 채워지는 순서로 같은 전자 배치를 나타낸 것입니다.

셀레늄의 4p 전자 네 개는 오비탈 세 개에 퍼집니다. 훈트 규칙에 따라 각 오비탈에 하나씩 들어가고 네 번째가 짝을 이루어, 짝 짓지 않은 전자가 두 개 남습니다. 원자가 전자 여섯 개, 4s² 4p⁴는 16족인 산소와 황의 바깥 양식과 같으며, 그래서 셀레늄은 크립톤과 등전자인 셀레늄화 이온 Se²⁻를 만듭니다.

예 2: 지르코늄, Z = 40. 전자 36개를 차지하는 [Kr] 뒤에 네 개가 남습니다. 다음 부껍질은 5s, 그다음 4d이므로 [Kr] 4d² 5s²이며, 이는 NIST의 바닥상태 자료와 일치합니다. 4d 전자 두 개는 스핀을 나란히 하여 서로 다른 오비탈을 차지하므로 지르코늄에는 짝 짓지 않은 전자가 두 개 있습니다.

크로뮴, 구리, 그리고 단순한 규칙을 따르지 않는 예외

쌓음 순서는 크로뮴을 [Ar] 3d⁴ 4s²로, 구리를 [Ar] 3d⁹ 4s²로 예측합니다. 분광 측정은 [Ar] 3d⁵ 4s¹과 [Ar] 3d¹⁰ 4s¹을 보여 줍니다. 이 원자들에서는 4s와 3d의 에너지가 가까우므로, 전자 하나를 3d로 옮기면 반쯤 찬 또는 완전히 찬 d 부껍질의 교환 안정화에 힘입어 전체 에너지가 낮아집니다. 몰리브데넘 [Kr] 4d⁵ 5s¹과 은 [Kr] 4d¹⁰ 5s¹은 바로 위 원소와 같은 양상을 따릅니다.

반쯤 찬 부껍질로 설명하는 것은 일반 규칙이 아닙니다. 나이오븀은 4d 부껍질이 반쯤 차지도 완전히 차지도 않는데 [Kr] 4d⁴ 5s¹이고, 팔라듐은 5s 전자가 없는 [Kr] 4d¹⁰이며, 몰리브데넘 바로 아래의 텅스텐은 [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²입니다. 일반화되지 않는 규칙에서 유도하려 하지 말고, 수업에서 요구하는 예외는 자료로 익히십시오.

단원자 이온의 전자 배치

음이온은 사용할 수 있는 다음 부껍질에 전자를 더합니다. 염소 [Ne] 3s² 3p⁵는 Cl⁻ [Ne] 3s² 3p⁶이 되어 아르곤과 등전자가 됩니다. 양이온은 n이 가장 큰 부껍질에서 전자를 먼저 제거하며, 그 전자껍질 안에서는 s보다 p에서 먼저 제거합니다. 4주기 전이 금속은 3d 전자보다 4s 전자를 먼저 잃습니다.

예 3: 철 이온. 철은 [Ar] 3d⁶ 4s²입니다. Fe²⁺는 4s 전자 두 개를 모두 잃어 [Ar] 3d⁶이 되고, Fe³⁺는 3d에서 하나를 더 잃어 [Ar] 3d⁵가 됩니다. 개수를 확인합니다. 철은 전자가 26개, Fe²⁺는 18 + 6 = 24개, Fe³⁺는 18 + 5 = 23개입니다. 자유 Fe³⁺ 이온에는 3d 오비탈마다 하나씩, 짝 짓지 않은 전자가 다섯 개 있습니다.

같은 논리가 p 블록에도 적용됩니다. 주석은 [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²이고, Sn²⁺는 5p 전자 두 개를 잃어 [Kr] 4d¹⁰ 5s²이 됩니다. 구리(I)는 구리의 4s 전자 하나가 먼저 떠나므로 [Ar] 3d¹⁰입니다.

전자 배치를 쓸 때 흔한 실수

전자 배치 오류의 대부분은 몇 가지 유형으로 나뉘며, 다음으로 넘어가기 전에 간단한 점검으로 각각 잡아낼 수 있습니다.

문제가 짝 짓지 않은 전자를 물으면 전자 배치 문자열로 판단하지 말고 부분적으로 찬 부껍질의 오비탈 도표를 그리십시오. 이온을 물으면 중성 원자를 먼저 쓴 다음 전자를 더하거나 제거하십시오.

• 4s보다 3d 전자를 먼저 제거하는 것: Fe²⁺는 [Ar] 3d⁴ 4s²가 아니라 [Ar] 3d⁶입니다. Fe²⁺, Co²⁺, Cu⁺ 같은 흔한 4주기 양이온에는 4s 전자가 없습니다.
• 잘못된 비활성 기체 코어를 쓰는 것: 코어는 앞 주기의 비활성 기체이며, 19번부터 36번 원소에서는 [Ar]입니다.
• 전자를 잘못 세는 것: 위 첨자의 합은 원자에서는 Z, 이온에서는 Z에서 전하를 뺀 값이어야 합니다.
• 2p⁷이나 3d¹¹처럼 부껍질을 넘치게 채우는 것.
• 모든 오비탈에 하나씩 들어가기 전에 p나 d 부껍질에서 전자를 짝 짓는 것.
• d 블록을 잘못된 전자껍질에 놓는 것: 4주기는 4d가 아니라 3d를 채웁니다.
• 자료를 확인하지 않고 Cr과 Cu의 양상을 그 아래 모든 원소에 적용하는 것.