전자구성

Electron configuration
전자 원자 및 분자 궤도
리튬의 보어 도표

원자 물리학과 양자 화학에서 전자 배열은 원자 또는 분자의 전자(또는 다른 물리적 구조)가 원자 또는 분자 오비탈에 분포하는 것입니다.[1] 예를 들어, 네온 원자의 전자 배열은 1s2 2s2 2p이며6, 이는 1s, 2s, 2p 서브쉘이 각각 2개, 2개, 6개의 전자에 의해 점유된다는 것을 의미합니다.

전자 배열은 각 전자를 핵과 다른 모든 전자에 의해 만들어진 평균장에서 궤도에서 독립적으로 움직이는 것으로 설명합니다. 수학적으로 구성은 Slater 결정인자 또는 구성 상태 함수에 의해 설명됩니다.

양자역학 법칙에 따르면 에너지 수준은 각각의 전자 배열과 관련이 있습니다. 특정 조건에서 전자는 광자 형태의 에너지 양자의 방출 또는 흡수에 의해 한 구성에서 다른 구성으로 이동할 수 있습니다.

서로 다른 원자들의 전자 배열에 대한 지식은 원소 주기율표의 구조를 이해하고, 원자들을 하나로 묶는 화학 결합을 설명하고, 화합물의 화학식과 분자의 기하학을 이해하는 데 유용합니다. 벌크 재료에서 이와 같은 아이디어는 레이저와 반도체의 고유한 특성을 설명하는 데 도움이 됩니다.

포탄과 부포탄

주요 기사: 전자껍질
s (l = 0) p (l = 1)
m = 0 m = 0 m = ±1
s pz px py
n = 1
n = 2

전자 배열은 원자의 보어 모델 아래 처음 구상되었으며, 전자의 양자역학적 성질에 대한 이해가 발전했음에도 불구하고 여전히 껍질과 서브쉘을 말하는 것은 일반적입니다.

전자껍질은 전자가 차지할 수 있는 동일한 주요 양자수 n을 공유하는 허용된 상태의 집합입니다. 전자 배열의 각 항에서 n은 각 궤도 문자 앞에 오는 양의 정수입니다(helium의 전자 배열은 1s이고, 따라서 n = 1이며, 궤도는 2개의 전자를 포함합니다). 원자의 n번째 전자껍질은 2n개의2 전자를 수용할 수 있습니다. 예를 들어, 첫 번째 껍질은 두 개의 전자, 두 번째 껍질은 여덟 개의 전자, 세 번째 껍질은 열여덟 개 등을 수용할 수 있습니다. 전자 스핀으로 인해 허용되는 상태의 수가 연속적인 껍질마다 두 배로 증가하기 때문에 2배의 계수가 발생합니다. - 각 원자 궤도는 반대 스핀을 가진 최대 2개의 동일한 전자를 허용하며, 하나는 스핀 +를 갖습니다.1 ⁄2(일반적으로 위쪽 arrow로 표시됨)와 -1 ⁄2(아래쪽 arrow 포함)의 스핀이 있는 것.

하위 쉘은 쉘 내에서 공통 방위 양자 수 l에 의해 정의되는 상태 집합입니다. l의 값은 0에서 n - 1 사이입니다. l = 0, 1, 2, 3 값은 각각 s, p, d 및 f 레이블에 해당합니다. 예를 들어, 3d 서브쉘은 n = 3이고 l = 2입니다. 서브쉘에 넣을 수 있는 최대 전자 수는 2(2l + 1)로 주어집니다. 이것은 subshell에 2개의 전자, psubshell에 6개의 전자, dsubshell에 10개의 전자, fsubshell에 14개의 전자를 제공합니다.

각 껍질과 각 부껍질을 차지할 수 있는 전자의 수는 양자역학의 방정식,[a] 특히 파울리 배타원리에서 비롯되는데, 이는 동일한 원자에 있는 어떤 두 개의 전자도 네 개의 양자수와 같은 값을 가질 수 없다는 것입니다.[2]

표기법

참고 항목: 원자 궤도

물리학자와 화학자는 원자와 분자의 전자 배열을 나타내기 위해 표준 표기법을 사용합니다. 원자의 경우 표기법은 각 서브쉘에 할당된 전자의 수를 위첨자로 지정한 원자 서브쉘 레이블의 시퀀스(예: 인 시퀀스 1s, 2s, 2p, 3s, 3p)로 구성됩니다. 예를 들어 수소는 첫 번째 껍질의 s궤도에 전자가 1개 있으므로 그 구성이 1s로1 적혀 있습니다. 리튬은 1s-subshell에 2개의 전자가 있고, (더 높은 에너지의) 2s-subshell에 1개가 있으므로, 그 구성은 1s2 2s1("one-s-two, two-sone"으로 발음됨)로 표기됩니다. 인(원자번호 15)은 다음과 같습니다: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

전자가 많은 원자의 경우 이 표기법이 길어질 수 있으므로 축약 표기법을 사용합니다. 전자 구성은 이전 기간의 비활성 기체와 동일한 코어 전자와 원자가 전자로 시각화할 수 있습니다. 한 기간의 각 원소는 마지막 몇 개의 하위 껍질만 다를 뿐입니다. 예를 들어 인은 제3기에 해당합니다. 세 번째 껍질이 있다는 것만으로 구성이 1s2 2s2 2p인6 두 번째 주기 네온과 다릅니다. 그 구성 중 네온에 해당하는 부분을 [Ne]라고 약칭하여 인의 구성을 명시적으로 기재하는 것이 아니라 [Ne] 3s2 3p라고3 기재할 수 있도록 합니다. 이 규칙은 원소의 화학적 성질을 가장 많이 결정하는 것은 맨 바깥 껍질의 전자이기 때문에 유용합니다.

주어진 구성의 경우 궤도 점유만이 물리적으로 중요하기 때문에 궤도 작성 순서가 완전히 고정되지 않습니다. 예를 들어, 티타늄 접지 상태의 전자 구성은 [Ar] 4s2 3d2 또는 [Ar] 3d2 4s2 중 하나로 작성될 수 있습니다. 첫 번째 표기법은 중성 원자의 구성에 대한 마들룽 규칙에 기초한 순서를 따릅니다. Ar, K, Ca, Sc, Ti 순서의 3d 이전에 4s가 채워집니다. 두 번째 표기법은 주어진 원자에서 전자가 제거되어 양이온을 형성하는 순서의 반대인 궤도 에너지의 "분광적" 순서에 해당하는 n의 값을 가진 모든 궤도를 함께 그룹화합니다. 3d는 Ti4+, Ti3+, Ti2+, Ti, Ti+, Ti, Ti 순서의 4s 이전에 채워집니다.

단일 점유된 서브쉘에 대한 위첨자 1은 필수 사항이 아닙니다. 예를 들어 알루미늄은 [Ne] 3s2 3p1 또는 [Ne] 3s2 3p로 표기할 수 있습니다. 더 높은 서브쉘이 점유되었음에도 불구하고 서브쉘이 점유되지 않은 원자(일부 이온의 경우와 마찬가지로, 마델룽 규칙에서 벗어난 것으로 표시된 특정 중성 원자)에서 빈 서브쉘은 위첨자 0으로 표시되거나 모두 생략됩니다. 예를 들어, 중성 팔라듐은 [Kr] 4d10 5s0 또는 간단히 [Kr] 4d로10 기록될 수 있고, 란타넘(III) 이온은 [Xe] 4f0 또는 간단히 [Xe]로 기록될 수 있습니다.[3]

궤도 라벨(s, p, d, f)의 글자가 이탤릭체 또는 기울어진 서체로 쓰여진 것을 보는 것은 꽤 일반적이지만, 국제 순수 응용 화학 연합(IUPAC)은 일반 서체를 권장합니다(여기서 사용되는 것처럼). 문자의 선택은 관찰된 미세한 구조에 따라 스펙트럼 선을 "날카로운", "주된", "확산", "근본적인"(또는 "미세한")으로 분류하는 현재의 시스템에서 비롯됩니다. 현대의 사용법은 방위 양자수 l이 각각 0, 1, 2 또는 3인 궤도를 나타냅니다. f 이후에 순서는 알파벳 g, h, i... (l = 4, 5, 6...), j를 건너뛰고 계속되며, 이러한 유형의 궤도는 거의 필요하지 않습니다.

분자의 전자 배열은 원자 궤도 레이블 대신 분자 궤도 레이블을 사용하는 것을 제외하고는 유사한 방식으로 작성됩니다(아래 참조).

접지 상태 및 여기 상태의 에너지

전자와 관련된 에너지는 궤도의 에너지입니다. 구성의 에너지는 종종 전자-전자 상호 작용을 무시하고 각 전자의 에너지의 합으로 근사화됩니다. 가장 낮은 전자 에너지에 해당하는 구성을 접지 상태라고 합니다. 다른 구성은 여기 상태입니다.

예를 들어, 나트륨 원자의 기저 상태 구성은 Aufbau 원리에서 추론된 바와 같이 1s2 2s2 2p6 3s입니다1(아래 참조). 첫 번째 여기 상태는 3s 전자를 3p 서브쉘로 촉진하여 3p 레벨로 약칭되는 1s2 2s2 2p6 3p1 구성을 얻습니다. 원자는 에너지를 흡수하거나 방출함으로써 한 구성에서 다른 구성으로 이동할 수 있습니다. 예를 들어 나트륨-증기 램프에서 나트륨 원자는 방전에 의해 3p 수준으로 여기되다가 파장 589nm의 황색 빛을 방출하여 바닥 상태로 되돌아갑니다.

일반적으로 원자가 전자의 여기는 가시광선 또는 자외선의 광자에 해당하는 에너지를 포함합니다. 코어 전자의 여기는 가능하지만 일반적으로 X선 광자에 해당하는 훨씬 더 높은 에너지가 필요합니다. 예를 들어, 나트륨 2p 전자를 3s 수준으로 여기시키고 여기된 1s2 2s2 2p5 3s2 구성을 형성하는 경우입니다.

이 글의 나머지 부분은 종종 원자 또는 분자의 "구성"이라고 불리는 바닥 상태 구성만을 다룹니다.

역사

어빙 랭무어는 1919년 길버트 N을 바탕으로 한 "원자와 분자 내 전자의 배열"이라는 글에서 처음으로 제안했습니다. 루이스의 입방정 원자 이론과 발터 코셀의 화학 결합 이론에서 그는 자신의 "원자 구조의 동심원 이론"을 개괄했습니다.[6] 랑뮤어는 주기율표의 역사와 옥텟 규칙의 발전에서 볼 수 있듯이 전자 원자 구조에 대한 그의 연구를 다른 화학자들로부터 개발했습니다.

닐스 보어(Niels Bohr, 1923)는 원자의 전자 구조에 의해 원소의 특성에서 주기성이 설명될 수 있다는 랑뮤어(Langmuir)의 모델을 통합했습니다.[7] 그의 제안은 전자껍질이 핵으로부터 일정한 거리를 두고 궤도를 도는 원자의 당시 보어 모델을 기반으로 했습니다. 오늘날의 화학자에게 보어의 원래 구성은 이상하게 보일 것입니다. 황은 1s2 2p2 2p6 3p2 3p4 (2.8.6) 대신 2.4.4.6으로 주어졌습니다. 보어는 알프레드 베르너의 1893년 논문을 따라 4와 6을 사용했습니다. 사실, 화학자들은 물리학자들보다 훨씬 이전에 원자를 믿었습니다. Langmuir는 위에서 언급한 그의 논문을 다음과 같이 말하면서 시작했습니다.

«…원자의 구조 문제는 주로 물리학자들에 의해 공격을 받았는데, 물리학자들은 화학적 특성을 거의 고려하지 않았으며, 이는 궁극적으로 원자 구조 이론에 의해 설명되어야 합니다. 화학적 성질과 관계에 대한 방대한 지식, 예를 들어 주기율표로 요약되는 것은 순수한 물리적 선을 따라 비교적 빈약한 실험 데이터보다 원자 구조 이론의 더 나은 토대가 되어야 합니다... 이 전자들은 일련의 동심원의 껍질들 속에 배열되어 있는데, 첫 번째 껍질은 두 개의 전자를 포함하고 있고, 다른 모든 껍질들은 여덟 개를 가지고 있는 경향이 있습니다.…»

원자가 전자는 1904년 리처드 애버그에 의해 기술되었습니다.[8]

1924년에 E. C. 스토너는 소머펠트의 세 번째 양자수를 전자껍질의 기술에 포함시켰고, 황의 껍질 구조를 2.8.6으로 정확하게 예측했습니다.[9] 그러나 보어의 계나 스토너의 계 둘 다 자기장에서 원자 스펙트럼의 변화를 정확하게 설명할 수 없었습니다.

보어는 이러한 단점을 잘 알고 있었고, 1923년에 친구 볼프강 파울리에게 편지를 보내 양자 이론(현재 "옛 양자 이론"으로 알려진 시스템)을 구하는 데 도움을 요청했습니다. 파울리는 지만 효과가 원자의 최외곽(즉 원자가) 전자의 반응에만 의존하는 것으로 설명될 수 있다는 가설을 성공적으로 세웠습니다. 파울리는 스토너의 껍질 구조를 재현할 수 있었지만, 그가 네 번째 양자수를 포함하고 그의 배제 원리(1925)를 통해 정확한 하위 껍질의 구조를 재현할 수 있었습니다.[10]

주양자수 n의 값이 같은 두 개 이상의 전자가 다른 세 개의 양자수 k[l], j[ml], m[ms]에 대해 같은 값을 가지는 것은 금지되어야 합니다.

1926년에 발표된 슈뢰딩거 방정식은 수소 원자에 대한 해의 직접적인 결과로 4개의 양자수 중 3개를 제공했습니다:[a] 이 해는 오늘날 화학 교과서에 나와 있는 원자 궤도를 산출합니다. 원자 스펙트럼의 조사는 원자의 전자 배열을 실험적으로 결정할 수 있게 해주었고, 원자 오비탈에 전자가 채워지는 순서에 대한 경험적 규칙(Madelung의 규칙(1936)으로 알려짐,[11] 아래 참조)으로 이어졌습니다.

원자: 오프바우 원리와 마델룽 법칙

참고 항목: 요소의 전자 구성(데이터 페이지)

아우바우 원리는 보어의 원래 전자 구성 개념에서 중요한 부분을 차지했습니다. 다음과 같이 명시될 수 있습니다.[12]

궤도 에너지가 증가하는 순서대로 최대 2개의 전자가 궤도에 투입됩니다. 전자가 더 높은 에너지의 궤도에 배치되기 전에 가장 낮은 에너지의 하위 껍질이 채워집니다.
1s에서 7p까지의 화살표를 따라 원자 궤도를 채우는 대략적인 순서. (7p 이후 순서는 8s로 시작하여 도표의 범위 밖에 있는 하위 껍질을 포함합니다.)

이 원리는 알려진 118개의 원소에 대해 매우 잘 작동하지만 때로는 약간 틀리기도 합니다. 아우프바우 원리의 현대적인 형태는 마델룽의 규칙(또는 클레흐코프스키의 규칙)에 의해 주어진 궤도 에너지의 순서를 설명합니다. 이 규칙은 1929년 찰스 자넷(Charles Janet)에 의해 처음으로 언급되었고, 1936년 에르빈 마들룽(Erwin Madelung)에 의해 재발견되었으며,[11] 나중에 V. M. 클레치코프스키(V. M. Klechkowski)에 의해 이론적 정당성이 부여되었습니다.[13]

  1. 부셸은 n + l이 증가하는 순서로 채워집니다.
  2. 두 개의 부셸이 동일한 값 n + l인 경우 n이 증가하는 순서로 채워집니다.

이를 통해 궤도를 채우는 순서는 다음과 같습니다.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, and 9s)

이 목록에서 괄호 안의 하위 쉘은 현재 알려진 가장 무거운 원자의 바닥 상태에서 점유되지 않습니다(Og, Z = 118).

aufbau 원리는 핵물리학과 핵화학의 껍질 모델처럼 원자핵의 양성자와 중성자에 변형된 형태로 적용될 수 있습니다.

주기율표

주요 기사: 블록(주기율표)
블록을 보여주는 전자 구성 테이블입니다.

주기율표의 형태는 각 원소의 원자 전자 배열과 밀접한 관련이 있습니다. 예를 들어, 그룹 2의 모든 원소(표의 두 번째 열)는 [E] ns의2 전자 배열을 가지며(여기서 [E]는 비활성 기체 배열임), 화학적 성질에서 현저한 유사성을 갖습니다. 주기율표 블록 단위에서 주기율표의 주기율은 충전에 필요한 전자(2, 6, 10, 14)의 수, p, d, f 서브쉘에 의한 것입니다. 이러한 블록은 주기율표의 직사각형 섹션으로 나타납니다. 유일한 예외는 헬륨인데, 헬륨은 화학적 불활성으로 인해 일반적으로 p-블록의 다른 비활성 기체와 함께 배치되는데, 이는 외부 껍질이 완전히 떨어져 있기 때문입니다(현대 문헌에서는 이 예외를 유지해야 하는지에 대한 논의가 있습니다).

원자가 껍질의 전자는 각 원소의 화학적 성질을 크게 결정합니다. 화학적 성질의 유사성은 전자 구성 개념이 등장하기 한 세기 전에 언급되었습니다.[b]

aufbau 원리의 단점

aufbau 원리는 궤도 에너지의 순서가 주어진 원소와 다른 원소 사이에 고정되어 있다는 기본적인 가정에 달려 있습니다. 두 경우 모두 대략적으로만 사실입니다. 그것은 원자 궤도를 고정된 에너지의 "상자"로 간주하는데, 여기에는 두 개의 전자가 더 이상 배치되지 않을 수 있습니다. 그러나 원자 궤도에서 전자의 에너지는 원자의 다른 모든 전자(또는 이온, 분자 등)의 에너지에 의존합니다. 하나 이상의 전자로 구성된 시스템에는 "일전자 해"가 없으며, 정확하게[c] 계산할 수 없는 다전자 해 집합만이 존재합니다(그러나 하트리와 같은 수학적 근사치가 있습니다).포크 메소드).

aufbau 원리가 근사치에 기초한다는 사실은 거의 고정된 충전 순서가 있다는 사실, 주어진 껍질 내에서 s-궤도는 항상 p-궤도보다 먼저 채워진다는 사실로부터 알 수 있습니다. 하나의 전자만을 가지고 있는 수소와 같은 원자에서, 같은 껍질의 s-궤도와 p-궤도는 정확히 같은 에너지를 가지고 있으며, 외부 전자기장이 없을 때 매우 좋은 근사치를 가지고 있습니다. (그러나 실제 수소 원자에서는 에너지 준위가 핵의 자기장과 램 이동의 양자 전기역학적 영향에 의해 약간 분할됩니다.)

전이금속의 이온화

aufbau 원리의 순진한 ï 적용은 전이 금속의 기본 화학에서 잘 알려진 역설(또는 명백한 역설)로 이어집니다. 칼륨과 칼슘은 전이 금속 이전에 주기율표에 나타나며, 각각 전자 구성 [Ar] 4s와1 [Ar] 4s를2 갖는데, 즉 4s-궤도는 3d-궤도 이전에 채워집니다. 이는 4s- orbital가 n + l = 4 (n = 4, l = 0)이고, 3d- orbital가 n + l = 5 (n = 3, l = 2)이기 때문에 마들룽의 규칙과 일치합니다. 칼슘 다음으로 전이 금속의 첫 번째 계열(스칸듐~아연)의 대부분의 중성 원자는 2개의 4s 전자로 구성되어 있지만 두 가지 예외가 있습니다. 크롬과 구리는 각각 [Ar] 3d5 4s1 및 [Ar] 3d10 4s의1 전자 구성을 갖습니다. 즉, 하나의 전자가 4s-궤도에서 3d-궤도로 통과하여 반충전 또는 충전된 서브쉘을 생성합니다. 이 경우, 일반적인 설명은 "반쯤 채워지거나 완전히 채워진 서브쉘은 특히 안정적인 전자 배열"이라는 것입니다. 그러나 텅스텐(W)은 d가51 아닌 Madelung-following ds42 구성을 가지고 있고, 니오븀(Nb)은 반쯤 채워지거나 완전히 채워지는 서브쉘을 제공하지 않는 비정상적인4 ds1 구성을 가지고 있기 때문에 이는 사실에 의해 뒷받침되지 않습니다.[14]

명백한 역설은 전이 금속 원자에서 전자가 제거되어 이온을 형성할 때 발생합니다. 이온화된 최초의 전자는 3차원 궤도가 아니라 4차원 궤도에서 나옵니다. 이 4s와 3d 사이의 전자 교환은 첫 번째 일련의 전이 금속의 모든 원자에서 발견됩니다.[d] 중성 원자(K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...)의 구성은 일반적으로 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...의 순서를 따릅니다.; 그러나 주어진 원자의 이온화의 연속적인 단계(예를 들어 Fe4+, Fe3+, Fe2+, Fe+, Fe)는 보통 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, ...

이 현상은 원자 궤도의 에너지 순서가 고정되어 있고 핵 전하나 다른 궤도의 전자 존재에 의해 영향을 받지 않는다고 가정할 경우에만 역설적입니다. 그렇다면 3d 궤도는 수소에서와 마찬가지로 3p 궤도와 동일한 에너지를 갖겠지만 분명히 그렇지 않습니다. 철의 핵 속에 크롬보다 양성자가 2개 더 많고, 두 종의 화학적 성질이 매우 다르다는 점에서 Fe2+ 이온이 크롬 원자와 같은 전자 구성을 가져야 할 특별한 이유는 없습니다. Melrose와 Eric Scerri는 궤도 점유에 따른 궤도 에너지의 변화를 하트리의 두 전자 반발 적분 측면에서 분석했습니다.포크 방식의 원자 구조 계산.[15] 보다 최근에 Scerri는 이 주제에 대한 그의 이전 기사의 제목을 포함한 대다수의 출처에서 언급된 것과 달리 실제로 4s가 아닌 3d 궤도를 우선적으로 점유하고 있다고 주장했습니다.[16]

화학적 환경에서는 구성이 훨씬 더 변화할 수 있습니다. 맨3+ 이온은 [Rn] 5f의1 구성을 갖지만 대부분의 ThIII 화합물에서 토륨 원자는 대신 6d1 구성을 갖습니다.[17][18] 대부분, 존재하는 것은 오히려 다양한 구성의 중첩입니다.[14] 예를 들어, 구리 금속은 [Ar] 3d10 4s1 또는 [Ar] 3d9 4s2 구성 중 하나로 잘 설명되지 않지만, 오히려 첫 번째 구성의 90% 기여와 두 번째 구성의 10% 기여로 잘 설명됩니다. 실제로, 가시광선은 이미 대부분의 전이 금속에서 전자를 여기시키기에 충분하며, 그럴 때 종종 다른 구성을 통해 지속적으로 "흐릅니다"(구리와 그 그룹은 예외입니다).[19]

금속이 산화 상태가 0인 경우에도 단순 결정장 이론에서 설명한 바와 같이 전이 금속 복합체에서 유사한 이온 유사 3dx 4s0 구성이 발생합니다. 예를 들어, 크롬 헥사카르보닐은 6개의 일산화탄소 리간드로 둘러싸인 크롬 원자(개념)로 설명될 수 있습니다. 중심 크롬 원자의 전자 배열은 6개의 전자가 리간드 사이의 3개의 저에너지 d 오비탈을 채우는 3d로6 설명됩니다. 다른 두 궤도는 리간드의 결정장으로 인해 더 높은 에너지를 가집니다. 이 그림은 이 복합체가 반자성이라는 실험적 사실과 일치하며, 이는 짝을 이루지 않은 전자가 없다는 것을 의미합니다. 그러나 분자 궤도 이론을 이용하여 좀 더 정확하게 설명하자면, 6개의 전자가 차지하는 d와 같은 궤도는 더 이상 자유 원자의 d궤도와 동일하지 않습니다.

마들룽의 통치에 대한 다른 예외들

더 무거운 원소 중에는 마델룽의 법칙에 대한 예외가 몇 가지 더 있는데, 원자번호가 증가함에 따라 반쯤 채워진 부각의 안정성과 같은 간단한 설명을 찾기가 점점 더 어려워집니다. 대부분의 예외를 하트리가 예측할 수 있습니다.포크 계산은 궤도 에너지에 대한 다른 전자의 영향을 고려하는 대략적인 방법입니다.[20] 예를 들어, 질적으로 4d 요소는 4d-5s 간격이 3d-4s 간격 및 5d-6s 간격보다 크기 때문에 마들룽 이상 현상이 가장 많이 발생합니다.[21]

무거운 원소의 경우 특수 상대성 이론이 원자 궤도의 에너지에 미치는 영향을 고려해야 하는데, 이는 내부 껍질 전자가 빛의 속도에 가까워지는 속도로 움직이고 있기 때문입니다. 일반적으로 이러한 상대론적 효과는[22] 다른 원자 궤도와 관련하여 s 궤도의 에너지를 감소시키는 경향이 있습니다.[23] 상대성 이론이 개입하여 7s 궤도의 에너지를 6d 궤도보다 낮추기 때문에 6d 원소는 로렌시움(상대론적 효과가 p1/2 궤도를 안정화시키고 바닥 상태에서 점유를 유발하는)을 제외하고는 마들룽 변칙이 없을 것으로 예측되는 이유입니다.

아래 표는 f-블록(녹색) 및 d-블록(파란색) 원자의 구성을 보여줍니다. 궤도 점유 측면에서 지상 상태 구성을 보여주지만 분광학적으로 결정된 궤도 에너지의 순서 측면에서는 지상 상태를 보여주지 않습니다. 예를 들어, 전이 금속에서 4s 오비탈은 3d 오비탈보다 에너지가 높고, 란탄족에서는 6s가 4f와 5d보다 에너지가 높습니다. 접지 상태는 요소의 전자 구성(데이터 페이지)에서 볼 수 있습니다. 그러나 이것은 또한 전하에 달려 있습니다: 칼슘 원자는 3d보다 에너지가 4s 낮지만 양이온은2+ 4s보다 에너지가 3d 더 낮습니다. 실제로 마들룽 규칙에 의해 예측된 구성은 이러한 비정상적인 경우에도 최소한 바닥 상태에 가깝습니다.[24] 란타넘, 악티늄, 토륨의 빈 궤도는 전이금속의 빈 궤도와 [25][26]마찬가지로 화학적 결합에 기여합니다.[27]

빈, d, f 오비탈은 충전 순서를 강조하고 바닥 상태에 비어 있는 오비탈(예를 들어, 란타넘 4f 또는 팔라듐 5s)도 화학 화합물에 점유되어 결합할 수 있음을 명확히 하기 위해 때때로 [28]행해지는 것처럼 명시적으로 표시되었습니다. (p-궤도의 경우도 마찬가지인데, 이는 기체상 기저 상태에서 실제로 로렌시움을 위해 점유되기 때문에 명시적으로 표시되지 않습니다.)

마들룽 규칙[29] 위반으로 채워진 전자껍질 (빨강)
요소 109–112에[30] 대한 예측
기간4 기간5 기간6 기간7
원소 Z 전자 구성 원소 Z 전자 구성 원소 Z 전자 구성 원소 Z 전자 구성
란타넘 57 [Xe] 6s2 4f0 5d1 악티늄 89 [Rn] 7s2 5f0 6d1
세륨 58 [Xe] 6s2 4f1 5d1 토륨 90 [Rn] 7s2 5f0 6d2
프라세오디뮴 59 [Xe] 6s2 4f3 5d0 프로탁티늄 91 [Rn] 7s2 5f2 6d1
네오디뮴 60 [Xe] 6s2 4f4 5d0 우라늄 92 [Rn] 7s2 5f3 6d1
프로메튬 61 [Xe] 6s2 4f5 5d0 넵투늄 93 [Rn] 7s2 5f4 6d1
사마륨 62 [Xe] 6s2 4f6 5d0 플루토늄 94 [Rn] 7s2 5f6 6d0
유로피움 63 [Xe] 6s2 4f7 5d0 아메리슘 95 [Rn] 7s2 5f7 6d0
가돌리늄 64 [Xe] 6s2 4f7 5d1 퀴륨 96 [Rn] 7s2 5f7 6d1
테르븀 65 [Xe] 6s2 4f9 5d0 베르켈륨 97 [Rn] 7s2 5f9 6d0
디스프로시움 66 [Xe] 6s2 4f10 5d0 칼리포르늄 98 [Rn] 7s2 5f10 6d0
홀뮴 67 [Xe] 6s2 4f11 5d0 아인슈타이늄 99 [Rn] 7s2 5f11 6d0
에르븀 68 [Xe] 6s2 4f12 5d0 페르미움 100 [Rn] 7s2 5f12 6d0
툴륨 69 [Xe] 6s2 4f13 5d0 멘델레비움 101 [Rn] 7s2 5f13 6d0
이테르븀 70 [Xe] 6s2 4f14 5d0 노벨륨 102 [Rn] 7s2 5f14 6d0
스칸듐 21 [Ar] 4s2 3d1 이트륨 39 [Kr] 5s2 4d1 루테튬 71 [Xe] 6s2 4f14 5d1 로렌시움 103 [Rn] 7s2 5f14 6d0 7p1
티타늄 22 [Ar] 4s2 3d2 지르코늄 40 [Kr] 5s2 4d2 하프늄 72 [Xe] 6s2 4f14 5d2 러더포디움 104 [Rn] 7s2 5f14 6d2
바나듐 23 [Ar] 4s2 3d3 니오븀 41 [Kr] 5s1 4d4 탄탈룸 73 [Xe] 6s2 4f14 5d3 더브늄 105 [Rn] 7s2 5f14 6d3
크롬 24 [Ar] 4s1 3d5 몰리브덴 42 [Kr] 5s1 4d5 텅스텐 74 [Xe] 6s2 4f14 5d4 시보르기움 106 [Rn] 7s2 5f14 6d4
망간 25 [Ar] 4s2 3d5 테크네튬 43 [Kr] 5s2 4d5 레늄 75 [Xe] 6s2 4f14 5d5 보륨 107 [Rn] 7s2 5f14 6d5
철 26 [Ar] 4s2 3d6 루테늄 44 [Kr] 5s1 4d7 오스뮴 76 [Xe] 6s2 4f14 5d6 하시움 108 [Rn] 7s2 5f14 6d6
코발트 27 [Ar] 4s2 3d7 로듐 45 [Kr] 5s1 4d8 이리듐 77 [Xe] 6s2 4f14 5d7 메이트네륨 109 [Rn] 7s2 5f14 6d7
니켈 28 [Ar] 4s2 3d8 or
[Ar] 4s1 3d9 (disputed)[31]		 팔라듐 46 [Kr] 5s0 4d10 플래티넘 78 [Xe] 6s1 4f14 5d9 다름슈타티움 110 [Rn] 7s2 5f14 6d8
구리 29 [Ar] 4s1 3d10 실버 47 [Kr] 5s1 4d10 골드 79 [Xe] 6s1 4f14 5d10 뢴트게늄 111 [Rn] 7s2 5f14 6d9
아연 30 [Ar] 4s2 3d10 카드뮴 48 [Kr] 5s2 4d10 수성. 80 [Xe] 6s2 4f14 5d10 코페르니쿠스 112 [Rn] 7s2 5f14 6d10

다양한 이상 현상은 자유 원자를 설명하며 반드시 화학적 행동을 예측하는 것은 아닙니다. 따라서 예를 들어 네오디뮴은 구성이 [Xe] 4f4 5d0 6s임에도2 불구하고 일반적으로 +3 산화 상태를 형성하며, 해석하면 6s 전자만 손실되는 것에 해당하는 보다 안정적인 +2 산화 상태를 제안합니다. 반대로 [Rn] 5f3 6d1 7s인2 우라늄은 +3 산화 상태에서도 +4와 +6을 선호하여 그다지 안정적이지 않습니다.[32]

허슘 이상의 원소들의 전자껍질 구성은 아직 실증적으로 검증되지 않았지만 원소 120까지는 예외 없이 마델룽의 법칙을 따를 것으로 보입니다. 요소 121은 g 전자가 아닌 p를 갖는 변칙적인 구성 [Og] 8s2 5g0 6f0 7d0 8p를1 가져야 합니다. 이 이상의 전자 구성은 잠정적이고 모델마다 예측이 다르지만 [33]5g, 6f, 7d, 8p1/2 궤도의 에너지가 가까워 마들룽의 규칙은 깨질 것으로 예상됩니다.[30] 즉, 충전 시퀀스 8s, 5g, 6f, 7d, 8p는 8p와 9p 껍질의 거대한 스핀 궤도 분할과 9s 껍질의 거대한 상대론적 안정화로 인한 섭동과 함께 대략적으로 유지될 것으로 예측됩니다.[34]

포탄을 열고 닫음

이 섹션은 물리학의 개념에 관한 것입니다. 소프트웨어는 Open Shell을 참조하십시오.

원자 오비탈의 맥락에서 열린 껍질은 전자로 완전히 채워져 있지 않거나 화학 반응 중에 다른 원자 또는 분자와의 화학적 결합을 통해 원자가 전자를 모두 주지 않은 원자가 껍질입니다. 반대로 완전히 채워진 원자가 껍질로 닫힌 껍질을 얻습니다. 이 구성은 매우 안정적입니다.[35]

분자의 경우 "열린 껍질"은 짝을 이루지 않은 전자가 있다는 것을 의미합니다. 분자 궤도 이론에서 이것은 단독으로 점유되는 분자 궤도로 이어집니다. 분자 궤도 이론의 컴퓨터 화학 구현에서, 열린 껍질 분자는 제한된 열린 껍질 하트리-에 의해 처리되어야 합니다.포크 메소드 또는 제한 없는 하트리-포크 메소드. 반대로 닫힌 껍질 구성은 모든 분자 궤도가 이중으로 점유되거나 비어 있는 상태(단일항 상태)에 해당합니다.[36] 열린 껍질 분자는 계산적으로 연구하기가 더 어렵습니다.[37]

비활성 가스 구성

추가 정보: 희가스

비활성 가스 구성은 비활성 가스의 전자 구성입니다. 모든 화학 반응의 기본은 화학 원소가 안정성을 획득하는 경향입니다. 주족 원자는 일반적으로 옥텟 규칙을 따르지만 전이 금속은 일반적으로 18 전자 규칙을 따릅니다. 비활성 가스(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)는 이미 비활성 가스 구성을 가지고 있기 때문에 다른 요소보다 반응성이 낮습니다. 오가네손은 무거운 원자에 대한 상대론적 효과로 인해 반응성이 더 높을 것으로 예측됩니다.

기간 원소 배열
1 그 1s2
2 네 1s2 2s2 2p6
3 아르 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4 크르 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5 세 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6 Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
7 오그 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

모든 계는 안정 상태 또는 최소 에너지 상태를 획득하는 경향이 있으므로 화학 원소가 화학 반응에 참여하여 가장 가까운 비활성 기체와 유사한 안정적인 전자 구조를 얻습니다. 이러한 경향의 예로 두 개의 수소(H) 원자가 하나의 산소(O) 원자와 반응하여 물(HO2)을 형성하는 것을 들 수 있습니다. 중성 원자 수소는 원자가 껍질에 하나의 전자를 가지고 있고, 물이 형성되면 산소에서 오는 두 번째 전자의 몫을 얻게 되므로 원자가 껍질에 두 개의 전자를 가지고 있는 가장 가까운 비활성 기체 헬륨(He)의 구성과 유사합니다. 마찬가지로 중성 원자 산소는 원자가 껍질에 6개의 전자가 있고, 2개의 수소 원자에서 2개의 전자의 몫을 얻으므로 원자가 껍질에 8개의 전자가 있는 가장 가까운 비활성 기체 네온의 구성과 유사합니다.

분자 내 전자 배열

분자마다 궤도 구조가 다르기 때문에 분자 내 전자 구성은 원자의 전자 구성보다 더 복잡합니다. 분자 오비탈은 원자와 단원자 이온에 사용되는 원자 오비탈 라벨이 아닌 대칭성에 따라 라벨이 붙습니다. 따라서 다이옥시겐 분자의 전자 배열 O는 1 σ 1 σ 2 σ 2 σ 3 σ 1 π 또는 동등하게 1 σ 1 σ 2 σ 2 σ 2 π 1 σ 1 π로 기재됩니다. 1 π는 축퇴된 두 개의 π*궤도에 있는 두 개의 전자를 나타냅니다. 훈드의 규칙에 따르면, 이 전자들은 바닥 상태에서 평행한 스핀을 가지고 있고, 따라서 다이옥시겐은 순 자기 모멘트를 가지고 있습니다(그것은 상자성입니다). 다이옥시겐의 상자성에 대한 설명은 분자 궤도 이론에서 큰 성공을 거두었습니다.

다원자 분자의 전자 배열은 비브론 커플링을 통해 광자의 흡수나 방출 없이 변할 수 있습니다.

고체 내 전자 배열

고체에서는 전자 상태가 매우 많아집니다. 그것들은 더 이상 불연속적이지 않으며, 가능한 상태의 연속적인 범위(전자 대역)로 효과적으로 혼합됩니다. 전자 구성의 개념은 더 이상 관련이 없으며 밴드 이론으로 이어집니다.

적용들

전자 구성의 가장 널리 사용되는 것은 무기 화학과 유기 화학 모두에서 화학적 특성을 합리화하는 것입니다. 실제로 전자 배열은 분자 궤도 이론의 일부 단순화된 형태와 함께 원자가 형성될 것으로 예상할 수 있는 화학 결합의 수와 유형을 설명하는 원자가 개념의 현대적 등가물이 되었습니다.

이 접근법은 일반적으로 화학적 특성의 정량적 추정을 시도하는 전산 화학에서 더욱 발전합니다. 수년 동안 대부분의 이러한 계산은 "원자 궤도의 선형 조합"(LCAO) 근사치에 의존했으며, 훨씬 더 크고 복잡한 원자 궤도의 기본 집합을 시작점으로 사용했습니다. 이러한 계산의 마지막 단계는 aufbau 원리에 따라 분자 궤도 중 전자를 할당하는 것입니다. 계산 화학의 모든 방법이 전자 구성에 의존하는 것은 아닙니다. 밀도 함수 이론(DFT)은 모델을 폐기하는 방법의 중요한 예입니다.

하나 이상의 전자를 가진 원자나 분자의 경우 전자의 운동은 상관관계가 있으며 그러한 그림은 더 이상 정확하지 않습니다. 모든 다중 전자 시스템을 정확하게 설명하기 위해서는 매우 많은 수의 전자 구성이 필요하며, 어떤 에너지도 단일 구성과 연관될 수 없습니다. 그러나 전자파 기능은 일반적으로 매우 적은 수의 구성에 의해 지배되므로 전자 구성의 개념은 다중 전자 시스템에 여전히 필수적입니다.

전자 배열의 근본적인 응용은 원자 스펙트럼의 해석에 있습니다. 이 경우 원자가 사용할 수 있는 다양한 에너지 수준을 설명하는 하나 이상의 용어 기호로 전자 구성을 보완해야 합니다. 용어 기호는 표에 나열된 접지 상태 구성뿐만 아니라 실제로 모든 에너지 수준이 관찰되는 것은 아니지만 모든 전자 구성에 대해 계산할 수 있습니다. 원소들의 바닥 상태 전자 배열이 실험적으로 결정된 것은 원자 스펙트럼의 분석을 통해서입니다.

참고 항목

메모들

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  2. ^ 화학적 성질의 유사성과 칼슘, 스트론튬, 바륨의 원자량 사이의 수치적 관계는 1817년 요한 볼프강 뒤베라이너에 의해 처음으로 주목되었습니다.
  3. ^ 전자는 동일한 입자이며, 이를 "전자의 구별 불가능성"이라고도 합니다. 다수 전자 시스템에 대한 1전자 솔루션은 전자가 서로 구별될 수 있다는 것을 의미하며, 그럴 수 없다는 강력한 실험적 증거가 있습니다. 다전자계의 정확한 풀이는 n개의 ≥ 3을 갖는 n체 문제입니다(핵은 "체" 중 하나로 간주됩니다). 이러한 문제는 적어도 오일러 시대부터 분석적 풀이를 피했습니다.
  4. ^ 두 번째와 세 번째 시리즈에서는 전자가 s궤도에 머무르는 경우가 있습니다.
  5. ^ 라벨은 1전자 기능에 해당함을 나타내기 위해 소문자로 작성됩니다. 이들은 각 대칭 유형(분자에 대한 점군의 문자 표에서 환원 불가능한 표현)에 대해 연속적으로 번호가 매겨지며, 해당 유형에 대해 가장 낮은 에너지의 궤도에서 시작합니다.

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외부 링크

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