전자 배열 과 같은 전자 구조라고는 원자핵 주위 에너지 준위에 전자의 배열이다. 오래된 보어 원자 모델에 따르면 전자는 핵에 가장 가까운 첫 번째 껍질 인 K에서 가장 먼 핵인 일곱 번째 껍질 인 Q까지 핵 주위의 궤도에서 다양한 수준을 차지합니다.
보다 정제 된 양자 역학 모델의 관점에서, KQ 껍질은 한 쌍의 전자가 차지할 수없는 일련의 궤도로 세분화됩니다.
일반적으로 전자 배열은 기저 상태에서 원자의 궤도를 설명하는 데 사용되지만 양이온 또는 음이온으로 이온화 된 원자를 나타 내기 위해 사용되어 각각의 궤도에서 전자의 손실 또는 이득을 보상합니다.
요소의 많은 물리적 및 화학적 특성은 고유 한 전자 구성과 관련 될 수 있습니다. 가장 바깥 쪽 껍질의 전자 인 원자가 전자는 원소의 고유 한 화학적 성질을 결정하는 요소입니다.
전자 구성의 기초
원자의 전자를 궤도에 할당하기 전에 전자 구성의 기본 사항을 숙지해야합니다. 주기율표의 각 원소는 양성자, 중성자 및 전자로 구성된 원자로 구성됩니다.
전자는 음전하를 나타내며 전자가 95 % 확률 내에서 발견 될 수있는 공간의 부피로 정의되는 전자 궤도에서 원자핵 주변에서 발견됩니다.
네 가지 유형의 궤도 (s, p, d 및 f)는 모양이 다르며 하나의 궤도는 최대 2 개의 전자를 보유 할 수 있습니다. p, d 및 f 궤도는 하위 수준이 다르므로 더 많은 전자를 보유 할 수 있습니다.
표시된 바와 같이, 각 원소의 전자 구성은 주기율표에서의 위치에 고유합니다. 에너지 레벨은주기에 의해 결정되고 전자의 수는 원소의 원자 번호에 의해 주어집니다.
서로 다른 에너지 수준의 궤도는 서로 유사하지만 공간에서 서로 다른 영역을 차지합니다.
1s 오비탈과 2s 오비탈은 s 오비탈의 특성을 가지고 있습니다 (방사형 노드, 구형 부피 확률, 두 개의 전자 만 포함 할 수 있음 등). 그러나 그들은 다른 에너지 수준에 있기 때문에 핵 주변의 다른 공간을 차지합니다. 각 궤도는 주기율표의 특정 블록으로 나타낼 수 있습니다.
s 블록은 헬륨을 포함한 알칼리 금속 영역 (그룹 1 및 2), d 블록은 전이 금속 (그룹 3 ~ 12), p 블록은 그룹 13 ~ 18의 주요 그룹의 원소입니다. , 그리고 f 블록은 란타나 이드와 악티 나이드 시리즈입니다.
그림 1 : 주기율표의 요소와 궤도의 에너지 수준에 따라 달라지는주기.
Aufbau 원리
Aufbau는 "건축하다"를 의미하는 독일어 "Aufbauen"에서 유래되었습니다. 본질적으로 전자 구성을 작성함으로써 우리는 한 원자에서 다른 원자로 이동할 때 전자 궤도를 구축합니다.
원자의 전자 배열을 쓸 때 원자 번호의 오비탈을 채워 넣을 것입니다.
Aufbau 원리는 원자에 두 개의 페르미온 (예 : 전자)이 없다는 Pauli 배제 원리에서 비롯됩니다. 그들은 동일한 양자 수 세트를 가질 수 있으므로 더 높은 에너지 레벨에서 "스택"해야합니다.
전자가 축적되는 방식은 전자 구성의 문제입니다 (Aufbau Principle, 2015).
안정된 원자는 핵에서 양성자만큼 많은 전자를 가지고 있습니다. 전자는 Aufbau 원리라는 네 가지 기본 규칙에 따라 양자 궤도에서 핵 주위에 모입니다.
- 동일한 4 개의 양자 수 n, l, m, s를 공유하는 원자에는 두 개의 전자가 없습니다.
- 전자는 가장 낮은 에너지 수준의 궤도를 먼저 차지합니다.
- 전자는 항상 동일한 스핀 수로 궤도를 채울 것입니다. 궤도가 가득 차면 시작됩니다.
- 전자는 양자 수 n과 l의 합으로 궤도를 채울 것입니다. (n + l)의 동일한 값을 가진 궤도는 먼저 더 낮은 n 값으로 채워집니다.
두 번째와 네 번째 규칙은 기본적으로 동일합니다. 규칙 4의 예는 2p 및 3s 궤도입니다.
2p 궤도는 n = 2이고 l = 2이고 3s 궤도는 두 경우 모두 n = 3 및 l = 1입니다. 레이어 3s.
다행히도 그림 2에 표시된 Moeller 다이어그램을 사용하여 전자 충전을 수행 할 수 있습니다. 그래프는 1에서 대각선을 실행하여 읽습니다.
그림 2 : 전자 구성을 채우는 Moeller 다이어그램.
그림 2는 원자 궤도와 화살표가 앞으로 나아갈 방향을 보여줍니다.
궤도의 순서가 채워지는 것으로 알려 졌으므로 이제 남은 것은 각 궤도의 크기를 기억하는 것입니다.
S 오비탈은 2 개의 전자를 포함 할 수있는 m l 값 1 개를가집니다.
P 궤도는 6 개의 전자를 포함 할 수있는 ml의 3 가지 가능한 값을가집니다.
D 오비탈은 10 개의 전자를 보유하기 위해 µl의 5 가지 가능한 값 을가 집니다.
F 궤도는 14 개의 전자를 보유하기 위해 m l 의 7 가지 가능한 값을가집니다.
이것은 원소의 안정된 원자의 전자 구성을 결정하는 데 필요한 모든 것입니다.
예를 들어, 질소 요소를 사용하십시오. 질소에는 7 개의 양성자가 있으므로 7 개의 전자가 있습니다. 채울 첫 번째 궤도는 1s 궤도입니다.
s 궤도에는 2 개의 전자가 있으므로 5 개의 전자가 남아 있습니다. 다음 궤도는 2s 궤도이며 다음 궤도를 포함합니다. 마지막 3 개의 전자는 최대 6 개의 전자를 보유 할 수있는 2p 궤도로 이동합니다 (Helmenstine, 2017).
외부 전자 구성의 중요성
전자 구성은 원자의 특성을 결정하는 데 중요한 역할을합니다.
동일한 그룹의 모든 원자는 원자 번호 n을 제외하고는 동일한 외부 전자 구성을 가지므로 유사한 화학적 특성을 가지고 있습니다.
원자 특성에 영향을 미치는 핵심 요소 중 일부에는 가장 큰 점유 궤도의 크기, 고 에너지 궤도의 에너지, 궤도 공석 수 및 고 에너지 궤도의 전자 수가 포함됩니다.
대부분의 원자 특성은 가장 바깥 쪽 전자가 핵에 끌어 당기는 정도와 가장 바깥 쪽 전자 껍질에있는 전자의 수, 원자가 전자의 수와 관련 될 수 있습니다.
외부 껍질의 전자는 공유 화학 결합을 형성 할 수있는 전자이며, 이온화하여 양이온 또는 음이온을 형성 할 수있는 전자이며 화학 원소에 산화 상태를 부여하는 전자입니다.
그들은 또한 원자 반경을 결정할 것입니다. n이 커질수록 원자 반경이 증가합니다. 원자가 전자를 잃으면 핵 주변의 음전하 감소로 인해 원자 반경이 수축됩니다.
외부 껍질의 전자는 분자의 특성과 결합의 혼성화를 얻기 위해 원자가 결합 이론, 결정 필드 이론 및 분자 궤도 이론에 의해 고려되는 전자입니다.
참고 문헌
- Aufbau 원리. (2015 년 6 월 3 일). chem.libretexts에서 검색 : chem.libretexts.org.
- Bozeman 과학. (2013, Agoto 4). 전자 구성. YouTube에서 가져옴 : youtube.com.
- 전자 구성과 원자의 특성. (SF). oneonta.edu에서 발췌 : oneonta.edu.
- 브리태니커 백과 사전. (2011 년 9 월 7 일). 전자 구성. britannica에서 가져옴 : britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 7 월 12 일). 전자 구성. chem.libretexts : chem.libretexts.org에서 가져옴.
- Helmenstine, T. (2017, 3 월 7 일). Aufbau 원리-전자 구조 및 Aufbau 원리. thoughtco에서 발췌 : thoughtco.com.
- Khan, S. (2014, 6 월 8 일). 원자가 전자와 결합. khanacademy에서 가져옴 : khanacademy.org.