여러분이 처음 만나면 엄청 새롭게 느껴지는 오비탈(Orbital)과 오비탈에 따른 전자배치.
무슨 내용인지 바로 알아보도록 하겠습니다.
보어의 원자 모형(Bohr model)
보어(Niels Henrik David Bohr)가 수소(H) 원자한테 에너지를 주는 실험을 했습니다.
그랬더니 잠시 후에 수소(H)가 특정 파장의 에너지만 흡수했습니다.
그 다음 에너지를 가지고 있는 수소를 가만히 두었더니 수소(H)가 에너지를 다시 방출했습니다.
그런데 여기서 신기한 현상이 나타납니다. 수소(H)가 방출하는 에너지가 아까 흡수했던 에너지랑 같은 에너지인 것입니다.
심지어 이 에너지 크기가 10.2eV, 1.89eV 같이 정해진 크기만큼 방출했습니다.
보어가 이 자료를 보면서 나름대로 해석했습니다.
수소(H)는 중심에 양성자가 있습니다.
그 주위에 전자가 있는데 이 전자가 껍질, 껍질로 있다고 하면 이 현상이 설명됩니다.
그래서 제일 안 쪽에는 1번 껍질, 그 다음 높은 에너지 상태는 2번 껍질, 그 다음이 3번, 4번 전자 껍질이 있는 원자 모형을 제안합니다.
그래서 2번 껍질에서 1번 껍질로, 3번 껍질에서 2번 껍질로, 4번 껍질에서 1번 껍질로, 전자가 더 안정적인 위치로 내려오면 정해진 크기만큼 에너지를 방출한다고 해석을 했습니다.
다른 표현으로 설명할 수도 있습니다.
바닥 상태(Ground state)에 있는 수소(H) 원자한테 에너지를 줬더니, 들뜬 상태(Excited state)가 되었다가 다시 바닥 상태가 되니까 에너지가 나온다고 설명 할 수도 있습니다.
그리고 보어는 1번 껍질을 K껍질, 2번 껍질을 L껍질, 3번 껍질을 M껍질, 껍질에 이름을 붙여줬습니다.
그러나 이 보어의 원자 모형에는 한계가 있었습니다.
수소(H) 원자만 설명 가능했습니다.
전자를 2개 이상 가진 원자들 즉 헬륨(He) 이상의 다(多)전자 원자들은 이 규칙이 적용되지 않았습니다.
그래서 나온 개념이 오비탈(Orbital)입니다.
오비탈(Orbital)
쉽게 설명하면 전자가 채워지는 방(Room)입니다.
전자가 채워지는 방이라는 개념을 이용해서 전자가 채워지는 현상들을 설명합니다.
그럼 수소 원자와 다전자 원자를 앞서 이야기한 보어의 원자 모형과 비교해보면서 설명해보겠습니다.
수소(H)와 헬륨(He)까지는 1번 껍질에 전자가 최대 2개까지 채워집니다.
마치 공 모양처럼 생긴 방에 전자가 최대 2개까지 채워집니다.
이렇게 공 모양처럼 생긴 전자가 채워지는 방을 우리는 s-orbital(Sharp Orbital)이라고 합니다.
이 전자가 채워지는 방 1개에는 전자가 최대 2개까지 들어갈 수가 있습니다.
다음 껍질 리튬(Li)부터 네온(Ne)까지 입니다.
다른 표현으로 2주기 원소입니다.
이제 이 2번 껍질에 전자들이 채워지는데 전자가 최대 8까지 채워집니다.
아까 우리 전자가 채워지는 방 하나에 전자가 최대 몇 개 들어간다고 했었나요?
최대 2개 들어갑니다.
그럼 2번 껍질은 전자가 채워지는 방이 총 4개 존재한다는 뜻입니다.
이 방 4개에 전자들이 차례대로 채워집니다.
이제 신기한 모양의 오비탈이 나옵니다.
우리 공처럼 생긴 s-orbital이 있었습니다.
일단 전자 2개는 s-orbital에 채워집니다.
그 다음에 나머지 6개의 전자들은 어디에 채워질까요?
p-orbital(Principal Orbital), 즉 x축,y축,z축에 꼽힌 아령같이 생긴 오비탈에 채워집니다.
x축, y축, z축, 축이 총 세 개라서 p-orbital은 전자가 채워질 수 있는 방이 총 세 개입니다.
3주기 원소 나트륨(Na)부터 아르곤(Ar)으로 넘어가겠습니다.
마찬가지로 3번 껍질에 전자가 최대로 채워질 수 있는 수는 8개입니다.
s-orbital에 2개, p-orbital에 6개 채워집니다.
이제 이 내용들을 앞으로 기호로 표현해보겠습니다.
먼저 앞에는 몇 번 껍질인지 쓰고, 그 다음 무슨 모양의 오비탈인지 씁니다.
그리고 오른쪽 위에 전자가 몇 개 채워져 있는지 씁니다.
예를 들면 2p3는 2번 껍질의 p오비탈에 전자가 3개 있다는 뜻입니다.
이 방법으로 수소(H)부터 칼슘(Ca)까지 전자 배치를 쭉 쓸 수 있습니다.
이렇게 쓰는데 딱딱한 식 말고 그림으로도 표현할 수 있습니다.
그림은 영상에서 보도록 하겠습니다.
이제 여기서 중요한 내용 2가지가 나옵니다
훈트 규칙(Hund’s rule)과 파울리 배타 원리(Pauli exclusion principle)
훈트 규칙은 전자가 최대한 혼자 있는 상태로, 즉 홀전자(Unpaired electron)가 최대한 많이 있으려는 것을 의미합니다.
파울리 배타 원리는 같은 방 안의 전자는 서로 다른 방향으로 돌아야 한다는 것입니다.
이제 이 전자 배치에 에너지를 줘보겠습니다.
그럼 이렇게 전자가 들뜨는데 주의할 점이 있습니다.
훈트 규칙은 깨질 수가 있습니다.
그러나 파울리 배타 원리는 무조건 지켜야 합니다.
같은 스핀 전자끼리 절대로 같은 방에 들어가지 않습니다.
양자수(Quantum Number)
이렇게 전자가 왔다 갔다 하면, 설명하는데 불편한 점이 한, 두 가지가 아닙니다.
그래서 전자를 숫자로 설명해줍니다.
몇 번 껍질인지 = 주 양자 수(Principal quantum number)
예를 들면 1, 2, 3, 4… 이렇게 씁니다.
어떤 모양의 방인지 = 방위 양자 수(Azimuthal quantum number)
s-orbital, p-orbital, d-orbital(Diffuse Orbital), f-orbital(Fundamental Orbital)은 0, 1 ,2, 3으로 바꿔서 씁니다.
방향이 어떤지 = 자기 양자 수(Magnetic quantum number)
s는 공 모양이라 방향이 없는데, p는 꼽힌 축 방향이 다릅니다.
이 내용을 표현 할 때, 1,2,3 이렇게 쓰지 않습니다.
p-orbital은 방위 양자 수가 1이니까, 자기 양자 수는 -1, 0, +1로 표현합니다.
전자 스핀이 어떤지 = 스핀 자기 양자 수(Magnetic spin quantum number)
전자의 스핀 방향이 시계 방향인지 시계 반대 방향인지 +1/2, -1/2 로 표현합니다.
정리
지금까지 원자의 바닥 상태 전자 배치에 대해서 알아봤습니다.
여기서 우리 전자를 넣고 빼고 해서 음이온, 양이온을 만들 수도 있습니다.
원자가 양이온으로 바뀌면 전자 배치에서 가장 오른쪽 끝에 있는 전자를 빼면 됩니다.
음이온으로 바뀌면 전자 배치 가장 오른쪽 끝에 전자를 넣으면 됩니다.
원자에서 이온으로 바뀌더라도 전자 배치를 잘 쓸 수 있어야 합니다.
지금까지 내용을 정리하면 수소(H) 원자와 다(多)전자 원자의 전자 배치에 대해서 알아봤습니다.
전자가 단순하게 껍질, 껍질로 있다고 배우다가 오비탈이 나오면서 많이 힘들 것입니다.
처음에는 이해하기 어려울 수도 있습니다.
하지만 오비탈 내용은 헷갈리는 것도 없고 알면 맞고 모르면 틀리는 단원입니다.
꼭 교과서를 다시 읽어보시길 바랍니다.