스펙트럼 표기 원자핵 주위의 전자 에너지 준위의 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.
원자의 가장 바깥 쪽 껍질에있는 전자가 어떤 종류의 에너지를 받으면 더 높은 에너지 층으로 이동합니다. 따라서 K 쉘의 전자는 더 높은 에너지 상태에있는 동안 L 쉘로 전달됩니다.
전자가 바닥 상태로 돌아 가면 전자기 스펙트럼 (빛)을 방출하여 흡수 한 에너지를 방출합니다. 각 원자는 특정 전자 구성을 가지고 있기 때문에 흡수 (또는 방출) 스펙트럼이라고하는 특정 스펙트럼도 갖습니다.
이러한 이유로 스펙트럼 표기법이라는 용어는 전자 구성을 나타내는 데 사용됩니다.
스펙트럼 표기법을 결정하는 방법 : 양자 수
원자 내의 각 전자의 움직임과 궤적을 완전히 설명하기 위해 총 4 개의 양자 수가 사용됩니다.
원자에있는 모든 전자의 모든 양자 수의 조합은 슈뢰딩거 방정식을 충족하는 파동 함수로 설명됩니다. 원자의 각 전자는 고유 한 양자 번호 집합을 가지고 있습니다.
Pauli Exclusion Principle에 따르면 2 개의 전자는 4 개의 양자 수의 동일한 조합을 공유 할 수 없습니다.
양자 수는 원자의 전자 구성과 원자에서 전자의 가능한 위치를 결정하는 데 사용될 수 있기 때문에 중요합니다.
양자 수는 또한 이온화 에너지 및 원자 반경과 같은 원자의 다른 특성을 결정하는 데 사용됩니다.
양자 번호는 특정 껍질, 하위 껍질, 궤도 및 전자 스핀을 지정합니다.
이것은 원자에서 전자의 특성을 완전히 설명한다는 것을 의미합니다. 즉, 원자에서 전자의 슈뢰딩거 방정식 또는 파동 함수에 대한 각각의 고유 한 솔루션을 설명합니다.
총 4 개의 양자 수, 즉 주요 양자 수 (n), 궤도 각운동량 양자 수 (l), 자기 양자 수 (ml) 및 전자 스핀 양자 수 (ms)가 있습니다.
주요 양자 수 nn은 전자의 에너지와 핵에서 전자의 가장 가능성있는 거리를 나타냅니다. 즉, 전자가 위치하는 궤도의 크기와 에너지 수준을 나타냅니다.
서브 쉘의 수 또는 ll은 궤도의 모양을 설명합니다. 각도 노드의 수를 결정하는데도 사용할 수 있습니다.
자기 양자 수 ml는 서브 쉘의 에너지 수준을 나타내며 ms는 전자의 스핀을 나타내며, 이는 위 또는 아래 일 수 있습니다.
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.
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.
그림 2 : 전자 구성을 채우는 Moeller 다이어그램.
다행히도 그림 2에 표시된 Moeller 다이어그램을 사용하여 전자 충전을 수행 할 수 있습니다. 그래프는 1에서 대각선을 실행하여 읽습니다.
그림 2는 원자 궤도와 화살표가 앞으로 나아갈 방향을 보여줍니다.
이제 궤도의 순서가 채워지는 것으로 알려 졌으므로 남은 유일한 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.
헌드 규칙
Aufbau의 섹션에서는 전자가 가장 낮은 에너지 궤도를 먼저 채우고 최저 에너지 궤도가 가득 찬 후에 만 가장 높은 에너지 궤도로 이동하는 방법을 논의했습니다.
그러나이 규칙에는 문제가 있습니다. 확실히, 1s 궤도는 n의 값이 낮고 따라서 에너지가 더 낮기 때문에 2s 궤도보다 먼저 채워 져야합니다.
그리고 세 가지 다른 2p 궤도? 어떤 순서로 채워야합니까? 이 질문에 대한 답은 Hund의 규칙과 관련이 있습니다.
Hund의 규칙은 다음과 같습니다.
-하위 수준의 각 궤도는 궤도가 이중으로 점유되기 전에 개별적으로 점유됩니다.
-개별 점유 궤도의 모든 전자는 동일한 스핀을 갖습니다 (총 스핀을 최대화하기 위해).
전자가 궤도에 할당되면 전자는 먼저 반 전체 궤도에서 다른 전자와 쌍을 이루기 전에 유사한 에너지 (퇴화 궤도라고도 함)로 모든 궤도를 채우려 고합니다.
바닥 상태의 원자는 가능한 한 많은 비쌍 전자를 갖는 경향이 있습니다. 이 과정을 시각화 할 때 전자가 접촉 할 경우 자석의 동일한 극과 동일한 동작을 나타내는 방법을 고려하십시오.
음전하를 띤 전자가 궤도를 채울 때, 그들은 쌍을 이루기 전에 먼저 가능한 한 서로 멀어 지려고 시도합니다.
참고 문헌
- Anastasiya Kamenko, TE (2017, 3 월 24 일). 양자 수. chem.libretexts.org에서 복구되었습니다.
- Aufbau 원리. (2015 년 6 월 3 일). chem.libretexts.org에서 복구되었습니다.
- 전자 구성과 원자의 특성. (SF). oneonta.edu에서 복구되었습니다.
- 브리태니커 백과 사전. (2011 년 9 월 7 일). 전자 구성. britannica.com에서 복구되었습니다.
- Helmenstine, T. (2017, 3 월 7 일). Aufbau 원리-전자 구조 및 Aufbau 원리. thoughtco.com에서 복구되었습니다.
- Hund의 규칙. (2015, 7 월 18 일). chem.libretexts.org에서 복구되었습니다.
- 분광 표기법. (SF). bcs.whfreeman.com에서 복구되었습니다.